Química - Servidor de Apoyo al Sistema Escolarizado -

Quimica
Unidad
Temas
1
Conceptos básicos.
1.1
1.2
1.3
1.4
2
Teoría cuántica y
estructura atómica.
Subtemas
Elementos, compuestos y mezclas.
Estados de agregación de la materia.
Cambios de estado de agregación.
1.3.1 Puntos de fusión.
1.3.2 Puntos de ebullición.
Definición de fase.
2.1 Base experimental de la teoría cuántica.
2.1.1 Radiación del cuerpo negro y
teoría de Planck.
2.1.2 Efecto fotoeléctrico.
2.1.3 Espectros de emisión y series
espectrales.
2.2 Teoría atómica de Bohr
2.3 Ampliación de la teoría de Bohr: Teoría
atómica de Somerfeld.
2.4 Estructura atómica.
2.4.1 Principio de dualidad del electrón
(onda-partícula). Postulado de
Broglie.
2.4.2 Principio de incertidumbre de
Heissenberg.
2.4.3 Ecuación de onda de Schodinger.
2.4.3.1 Significado físico de la
función 2
2.4.3.2 Solución de la ecuación
de onda y su significado
físico. Orbitales s, p, d, f.
2.5 Teoría cuántica y configuración
electrónica.
2.5.1 Niveles de energía de los
orbitales.
2.5.2 Principio de exclusión de Pauli.
2.5.3 Principio de Aufbau o de
construcción.
2.5.4 Principio de máxima multiplicidad
de Hund.
2.5.5 Configuración electrónica de los
elementos.
2.6 Aplicaciones del tema en Ingeniería.
2.6.1 Foto multiplicadores por fibra
óptica (aplicación en opto
electrónica).
2.6.2 ¿Cómo se transforman los códigos
digitales a imágenes?.
3
Los elementos químicos,
clasificación periódica.
Propiedades atómicas e
impacto económico y
ambiental
3.1 Características de la clasificación
periódica moderna de los elementos.
3.2 Propiedades atómica y su variación
periódica.
3.2.1 Carga nuclear efectiva.
3.2.2 Tamaño atómico.
3.2.3 Energía de ionización.
3.2.4 Afinidad electrónica.
3.2.5 Número de oxidación.
3.2.6 Electronegatividad.
3.3 Impacto económico y ambiental de
algunos elementos.
3.3.1 Clasificación de los metales de
acuerdo a como se encuentran en
la naturaleza.
3.3.2 Clasificación de los metales por
su utilidad.
3.3.3 Elementos de importancia
económica, excluyendo a los
metales.
3.3.4 Elementos contaminantes.
3.4 Aplicaciones en la ingeniería.
3.4.1 Química del Silicio.
3.4.2 Química del galio.
3.4.3 Química del Germanio.
4
Enlace, estructura y
propiedades en
compuestos químicos.
4.1 Introducción.
4.1.1 Concepto de enlace químico.
4.1.2 Clasificación de los enlaces
químicos.
4.1.3 Aplicaciones y limitaciones de la
regla del octeto.
4.2 Enlace covalente.
4.2.1 Teorías para explicar el enlace
covalente.
4.2.2 Enlace valencia.
4.2.3 Hibridación de los orbitales.
4.2.3.1 Teoría de la hibridación.
Formación, representación y características de
los orbitales híbridos:
sp3,sp2,sp,d2sp3,dsp2,sd3,dsp3
4.3 Enlace iónico.
4.3.1 Requisitos para la formación de
un enlace iónico.
4.4
4.5
4.6
4.7
4.8
5
Compuestos químicos:
Tipos, nomenclatura,
reacciones e impacto
económico y ambiental.
4.3.2 Propiedades de los compuestos
iónicos.
4.3.3 Formación de iones.
4.3.4 Redes cristalinas.
4.3.4.1 Estructura.
4.3.4.2 Energía.
4.3.4.3 Radios iónicos.
Enlace metálico.
4.4.1 Clasificación de los sólidos en
base a su conductividad eléctrica;
aislante, semiconductor,
conductor.
4.4.2 Teoría para explicar el enlace y
propiedades (conductividad) de un
arreglo infinito de átomos a un
cristal: Teoría de las bandas.
Fuerzas intermoleculares y propiedades
físicas.
4.5.1 Tipo de fuerzas.
4.5.1.1 Van der Waals.
4.5.1.2 Dipolo-dipolo.
4.5.1.3 Puente de hidrógeno.
4.5.1.4 Electrostáticas.
Influencia de las fuerzas intermoleculares
en las propiedades físicas.
Aplicaciones del tema en Ingeniería.
Aleaciones silicio-germanio.
4.8.1 Semiconductores (Ge, Si, Ga).
4.8.2 Conductores.
4.8.3 Aislantes.
4.8.4 Estructura y propiedades de
cerámicos.
4.8.5 Estructura y propiedades de
cristal líquido.
4.8.6 Otros materiales y sus fuerzas de
enlace; metales y polímeros.
Compuestos inorgánicos.
5.1 Óxidos.
5.1.1 Definición.
5.1.2 Clasificación.
5.1.3 Formulación.
5.1.4 Nomenclatura.
5.2 Hidróxidos.
5.2.1 Definición.
5.2.2 Clasificación.
5.2.3 Formulación.
5.3
5.4
5.5
5.6
5.7
6
Estequiometría.
6.1
6.2
5.2.4 Nomenclatura.
Ácidos.
5.3.1 Definición.
5.3.2 Clasificación.
5.3.3 Formulación.
5.3.4 Nomenclatura.
Sales.
5.4.1 Definición.
5.4.2 Clasificación.
5.4.3 Formulación.
5.4.4 Nomenclatura.
Hidruros.
5.5.1 Definición.
5.5.2 Clasificación.
5.5.3 Formulación.
5.5.4 Nomenclatura.
Reacciones químicas..
5.6.1 Clasificación.
5.6.1.1 R de combinación.
5.6.1.2 R de descomposición.
5.6.1.3 R de sustitución.
5.6.1.4 R de neutralización.
5.6.1.5 R de óxido-reducción.
5.6.1.6 Ejemplos de reacciones
con base a la clasificación
anterior, incluyendo
reacciones de utilidad (
procesos industriales, de
control de contaminación
ambiental, de aplicación
analítica, entre otras)
Aplicación del tema en Ingeniería.
5.7.1 Duración de las pilas, ¿Por qué entre
más pequeñas más durables?.
5.7.2 Riesgo de manejo de componentes
de memorias.
5.7.2.1 ¿Qué hacer con los
componentes de PC's,
celulares, entre otros?.
Unidades de medida usuales en
Estequiometría.
6.1.1 Número de Abogador.
6.1.2 Mol gramo.
6.1.3 Átomo gramo.
6.1.4 Mol molecular.
Concepto de estequiometría.
6.3
6.4
6.5
6.2.1 Leyes estequiometrícas.
6.2.2 Ley de la conservación de la
materia.
6.2.3 Ley de las proporciones
constantes.
6.2.4 Ley de las proporciones múltiples.
Balanceo de reacciones químicas.
6.3.1 Por método de tanteo.
6.3.2 Por el método redox.
Cálculos estequiométricos en reacciones
químicas.
6.4.1 Relaciones mol-mol.
6.4.2 Relaciones peso-peso.
6.4.3 Cálculos donde intervienen los
conceptos de Reactivo limitante
Reactivo en exceso Grado de
conversión o rendimiento
Aplicación del tema en Ingeniería.
6.5.1 Efecto de la relación peso-peso
sobre la conductividad eléctrica, en
aleaciones.
Unidad 1. Conceptos básicos.
1.1 Elementos, compuestos y mezclas.
Los elementos.- Son sustancias puras formadas por una sola clase de átomos, Los hay metales y no
metales. Ej. metales: Na, K, Fe, Au. Ej. no metales: C, Cl, H, F.
Los compuestos.- Son sustancias puras formadas por 2 ó más clases de átomos, unidos químicamente
entre sí, tienen proporciones fijas, definidas y constantes y se pueden separar sólo por métodos
químicos. Los compuestos siempre se representan por fórmulas. Ej. H2O, Fe3(SO4)2 H3PO4, Mg(OH)2.
Mezclas.-Están formadas por 2 ó más sustancias, elementos ó compuestos, no unidos químicamente
entre sí, unidos sólo en forma aparente, sus propiedades son variables y cada sustancia conserva sus
propiedades físicas y químicas. Se pueden separar por métodos físicos.
Las mezclas se clasifican en:
Mezclas homogéneas y mezclas heterogéneas.
Son mezclas homogéneas aquellas en las que no se distinguen las partes que las forman. Ej. Azúcar
en agua, sal en agua, alcohol en agua. Las mezclas heterogéneas son aquellas en las que sí se
distinguen las partes que las forman. Ej. Agua y aceite, hierro y azufre, agua y arena.
1.2 Estados de agregación de la materia.
Materia.- Es la base del universo, ocupa un espacio y tiene masa y energía.
Átomo.- Partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades
Los estados físicos o de agregación de la materia son 3: sólido, líquido y gaseoso. La materia puede
existir ya sea como sólido, líquido o gas, dependiendo de la temperatura, la presión y las características
específicas del tipo de materia en particular.
Algunos tipos de materia existen en los tres estados físicos; otros se descomponen cuando se hace el
intento de cambiar su estado.
El agua existe en los tres estados.
Algunos consideran el plasma como el cuarto estado de la materia y el cubo cuántico como el quinto
estado de la materia. Un ejemplo claro del plasma es el fuego.
El cubo cuántico consiste en colocar átomos de rubidio cerca del cero absoluto de temperatura.
(-273oC) lográndose un condensado.
Las causas por las que existen éstos estados de la materia, son las fuerzas de cohesión y de repulsión.
Cohesión.- Es la fuerza que une a los átomos.
Repulsión.- Es la fuerza que separa a los átomos.
En el estado sólido predominan las fuerzas de cohesión sobre las de repulsión. Los sólidos tienen forma
y volumen definido.
En el estado líquido, las fuerzas de cohesión y de repulsión están equilibradas. Los líquidos tienen
volumen definido y adoptan la forma del recipiente que los contiene.
En el estado gaseoso predominan las fuerzas de repulsión sobre las de cohesión. Los gases no tienen
ni forma ni volumen definidos y tienden a ocupar todo el espacio del recipiente que los contiene. físicas y
químicas.
1.3 Cambios de estado de agregación.
En nuestro medio ambiente y bajo ciertas condiciones, las sustancias se presentan en uno de los estados
de agregación antes mencionados, pero pueden cambiar de un estado a otro si las condiciones cambian.
Estas condiciones son presión y temperatura.
El ejemplo más claro está en el agua, ordinariamente es un líquido que al llevarse a un congelador
disminuye su temperatura y se solidifica. El hielo puede recibir calor del agua líquida y se funde. Si ahora
ésta masa de agua líquida se calienta, la energía cinética de las partículas aumenta y el líquido se
transforma en vapor.
Los cambios de estado son:
Fusión.- Cambio que sufren las substancias al pasar del estado sólido al líquido al incrementar el calor.
Evaporación.- Cambio que se experimenta cuando un líquido pasa al estado de vapor o gas por
incremento de calor.
Ejemplos: eliminación de agua en una meladura para obtener un sólido cristalino; disminución de un
volumen de un líquido concentrado así un sólido disuelto o llevándolo inclusive hasta el secado.
Substancias como el alcohol, la acetona, la gasolina, etc., en contacto con el medio ambiente
experimentan una vaporización sin que se les suministre calor, el fenómeno ocurre debido a la baja
presión existente sobre ellas.
Sublimación.- Es el paso del estado sólido al gaseoso o al de vapor sin pasar por el estado líquido,
necesitándose calor.
Ejemplos: Pocas substancias se conocen con este comportamiento y entre ellas están el yodo, el
arsénico, el alcanfor, la naftalina, el bióxido de carbono (CO2) y algunas más de tipo orgánico.
El “hielo seco” es bióxido de carbono sólido y al contacto con el medio ambiente pasa directamente al
estado gaseoso. Una pastilla aromatizante sufre este fenómeno.
El cambio contrario, de gas o vapor a sólido, también se llama sublimación o degradación.
Solidificación.- Este cambio requiere de eliminar calor y ocurre cuando un líquido pasa al estado sólido.
Ejemplos: Una vez moldeado un plástico, fundida una pieza de acero o de alguna aleación, es necesario
esperar su solidificación para obtener la pieza deseada en estado sólido.
Condensación.- Es el paso del estado de vapor al estado líquido. Este cambio también supone la
eliminación del calor.
Ejemplos: Al eliminar el agua o el solvente de una solución, es necesario recuperar esos líquidos, como
están en estado de vapor y a temperatura elevada, se les hace enfriar y condensar, en estado líquido se
recuperan y ocupan menor volumen.
Licuefacción.- Es el paso del estado gaseoso al líquido. Además de eliminar calor se debe aumentar la
presión para conseguir el cambio.
Ejemplos: La obtención de aire líquido o de alguno de sus componentes, nitrógeno y oxígeno, que son
gases y se pueden tener en estado líquido.
La temperatura es tan baja (por ejemplo -196ºC) que las propiedades de algunas sustancias cambian
espectacularmente: las flores se solidifican y se quiebran, un pollo se endurece de tal forma que puede
romperse con un martillo, el mercurio se solidifica, etcétera.
La diferencia entre un vapor y un gas es que el vapor se condensa y el gas se licua.
1.3.1
Puntos de fusión.
Si sacas unos cubitos de hielo del congelador y los colocas en un vaso con un termómetro verás que
toman calor del aire de la cocina y aumentan su temperatura. En un principio su temperatura estará
cercana a -20 ºC (depende del tipo de congelador) y ascenderá rápidamente hasta 0 ºC, se empezará a
formar agua líquida y la temperatura que permanecerá constante hasta que todo el hielo desaparezca.
Igual que en el punto de ebullición, se produce un cambio de estado, el agua pasa del estado sólido
(hielo) al estado líquido (agua) y todo el calor se invierte en ese cambio de estado, no variando la
temperatura, que recibe el nombre de punto de fusión. SE trata de una temperatura característica de
cada sustancia: el punto de fusión del agua es de 0 ºC, el alcohol funde a -117 ºC y el hierro a 1539 ºC.
Sustancia
Agua
Alcohol
Hierro
Cobre
Aluminio
Plomo
Mercurio
1.3.2
Punto de fusión (ºC)
0
-117
1539
1083
660
328
-39
Punto de ebullición (ºC)
100
78
2750
2600
2400
1750
357
Puntos de ebullición.
Si ponemos al fuego un recipiente con agua, como el fuego está a mayor temperatura que el agua, le
cede calor y la temperatura del agua va aumentando, lo que podemos comprobar si ponemos un
termómetro en el agua. Cuando el agua llega a 100 ºC, empieza a hervir, convirtiéndose en vapor de
agua, y deja de aumentar su temperatura, pese a que el fuego sigue suministrándole calor: al pasar de
agua a vapor de agua todo el calor se usa en cambiar de líquido a gas, sin variar la temperatura.
La temperatura a la que una sustancia cambia de líquido a gas se llama punto de ebullición y es una
propiedad característica de cada sustancia, así, el punto de ebullición del agua es de 100 ºC, el del
alcohol de 78 ºC y el hierro hierve a 2750 ºC.
1.4 Definición de fase.
Unidad 2. Teoría cuántica y estructura
atómica.
2.1 Base experimental de la teoría cuántica.
La Teoría cuántica nació de la mano del alemán Max Planck en el año 1900 como
solución a uno de los mayores problemas para la física de la época: la radiación del cuerpo
negro. La revolucionaria solución propuesta por Planck y condensada en una pequeña
ecuación que recibe su nombre, consistía simplemente en que la energía no se emitía de
forma continúa sino como paquetes discretos o cuantos (que hoy en día llamamos fotones);
la propuesta de Planck aclaraba un problema que la física, regida durante dos siglos por los
postulados de Newton, no había podido explicar con precisión. La mecánica newtoniana
había encontrado la solución a fenómenos como las mareas, el movimiento de los planetas o
los complicados montajes de palancas y poleas. La teoría cuántica de Planck arrojaba luz
sobre una cuestión notablemente preocupante para los físicos, porque no encajaba en aquel
esquema de relojería; aquel problema y los que lo siguieron no eran simplemente una lista
de cuestiones sin resolver, sino que presagiaban que la física conocida había llegado a un
límite.
El siguiente avance de la teoría cuántica, aún bajo sospecha, se produjo diez años más
tarde y estuvo protagonizado por Albert Einstein. Éste aplicó la teoría cuántica a otra
intrigante cuestión, el efecto fotoeléctrico. Se sabía que al iluminar con luz de determinada
longitud de onda piezas de algunos metales de un circuito eléctrico se generaba una
corriente eléctrica en el circuito. Einstein supuso, siguiendo el razonamiento de Planck,
que el efecto fotoeléctrico se producía porque el cuanto luminoso tenía la cantidad de
energía necesaria para expulsar un electrón del metal y lanzarlo a través del circuito
eléctrico. A mayor número de cuantos, más corriente. Una vez más, considerar que la
energía estaba cuantizada permitía encontrar una solución al problema, una solución que la
teoría newtoniana tampoco podía dar.
En 1911 el británico Ernest Rutherford había establecido la existencia de un núcleo
atómico, y había llegado a proponer que cada átomo estaba formado por un núcleo denso y
con carga positiva, rodeado por electrones cargados negativamente que giraban en torno al
núcleo como los planetas alrededor del Sol. Este esquema, notablemente newtoniano en su
concepción, sólo tropezaba con una dificultad. La teoría electromagnética clásica
desarrollada por James Clerk Maxwell, una teoría perfectamente probada, predecía
inequívocamente que un electrón que girara en torno a un núcleo emitiría continuamente
radiación electromagnética hasta perder toda su energía, y acabaría cayendo en el núcleo.
Por tanto, según la teoría clásica, el átomo descrito por Rutherford sería inestable. Aún
peor era la cuestión de los espectros emitidos por los gases. A principios de siglo se había
observado que los gases de los elementos emitían, al ser calentados o sometidos a
descargas eléctricas, una luz especial. Si aquella luz era pasada por un prisma de difracción
y registrada sobre una película fotográfica, se veía claramente un patrón de líneas. Ninguno
de los conceptos newtonianos permitía explicar aquel comportamiento de la materia.
En 1913 el danés Niels Bohr se atrevió a postular finalmente que la teoría clásica no era
válida en el interior del átomo, y que los electrones se desplazaban en órbitas fijas. Cada
cambio de órbita de un electrón correspondería a la absorción o emisión de un cuanto de
radiación. Es decir, cada vez que un electrón se alejaba o acercaba de un núcleo se producía
la emisión o absorción de un fotón de una longitud de onda dada, lo que explicaba la
consiguiente línea en su espectro y que no se viese una banda continua. Sin embargo, la
aplicación de la teoría de Bohr a átomos con más de un electrón resultó difícil. Las
ecuaciones matemáticas para el siguiente átomo más sencillo, el de helio, fueron resueltas
durante la segunda y tercera década del siglo XX, y los resultados no concordaban
exactamente con los datos experimentales. Las ecuaciones de Bohr fallaban
estrepitosamente con átomos más complejos, ya que no podían obtenerse más que
soluciones aproximadas.
Los cuantos de Planck suponían por lo tanto una nueva concepción del universo
microscópico de los átomos que el hombre estaba descubriendo, y todo gracias a un puñado
de físicos europeos, tan brillantes que los historiadores de la ciencia dudan que se vea jamás
un número de mentes semejantes reunidas simultáneamente en torno a un problema
común. Aquellos físicos abordaron la coexistencia de dos teorías de la luz: la teoría
corpuscular, que explica la luz como una corriente de partículas, y la teoría ondulatoria, que
considera la luz como ondas electromagnéticas. Existían pruebas que apoyaban ambas
teorías, pero Louis Victor de Broglie sugirió en 1924 que, puesto que las ondas
electromagnéticas mostraban algunas características corpusculares, las partículas también
deberían presentar en algunos casos propiedades ondulatorias, lo que dió en llamar dualidad
onda-partícula. Esta predicción fue verificada experimentalmente pocos años después por los
físicos estadounidenses Clinton Davisson y Lester Halbert Germer y el físico británico
George Paget Thomson, quienes mostraron que un haz de electrones dispersado por un
cristal da lugar a una figura de difracción característica de una onda. Paradójicamente, el
padre de Thomson había dado pruebas firmes sobre la naturaleza corpuscular de los
electrones.
Transcurrido un cuarto del siglo XX, estaba claro que la teoría cuántica había aportado
soluciones válidas a algunas cuestiones, pero carecía todavía del rigor matemático que gusta
a los físicos; no pasaba de ser una serie de ideas notablemente atrevidas y no existía una
mecánica cuántica, es decir, una ciencia que explicase las interacciones entre la energía y la
materia utilizando los conceptos cuánticos. El concepto ondulatorio de las partículas
desarrollado por de Broglie dió al físico austríaco Erwin Schrödinger la idea de emplear
una ecuación de onda que describiese las propiedades ondulatorias de una partícula, y más
concretamente el comportamiento ondulatorio del electrón en el átomo de hidrógeno.
Schrödinger planteó una ecuación diferencial notablemente simple que se ha hecho
famosa: H = E.
La ecuación de Schrödinger era continua y debería haber proporcionado soluciones para
todos los puntos del espacio. Sin embargo, las soluciones permitidas para la ecuación de
onda estaban restringidas a ciertas ecuaciones matemáticas llamadas funciones propias o
eigenfunciones (del alemán eigen, 'propio'). Resultaba así que la ecuación de onda de
Schrödinger sólo tenía determinadas soluciones discretas, en las que los llamados números
cuánticos, que eran números enteros que indicaban las magnitudes de determinadas
cantidades características de las partículas, aparecían como parámetros. Para explicarlo más
claramente, el planteamiento matemático riguroso de Schrödinger conducía de forma
directa a la cuantización, una condición que Planck había impuesto inicialmente de forma
arbitraria para explicar un resultado experimental. Por lo tanto, las cosas cuadraban y la
mecánica ondulatoria era una formulación apropiada de la teoría cuántica.
La resolución de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno era un
problema complejo, pero afortunadamente los matemáticos de la época se habían
enfrentado ya a dilemas semejantes y podían dar las soluciones exactas. Los resultados
encajaban sustancialmente con la teoría cuántica anterior introducida por Bohr a base de
postulados. Y más importante aún, podía encontrarse además una solución para el átomo de
helio, que Bohr no había logrado explicar de forma adecuada. Esta solución concordaba
igualmente con los datos experimentales. Para hacer más felices aún a los físicos, las
soluciones de la ecuación de onda de Schrödinger tenían más consecuencias. Por ejemplo,
indicaban que no podía haber dos electrones que tuvieran todos sus números cuánticos
iguales, esto es, que estuvieran en el mismo estado energético. Wolfgang Pauli había
establecido esta regla empíricamente en 1925 y le había dado el nombre de principio de
exclusión. En resumen, la formulación matemática no sólo explicaba todos los hechos
experimentales, sino que conducía a resultados teóricos previstos por otros investigadores.
Por si todo esto no fuera suficiente, de forma simultánea al desarrollo de la mecánica
ondulatoria de Heisenberg un compatriota suyo desarrollaba un análisis matemático
diferente conocido como mecánica matricial. La formulación de Heisenberg, elaborada en
colaboración con los físicos alemanes Max Born y Ernst Pascual Jordan, no empleaba una
ecuación diferencial, sino una matriz infinita formada por infinitas filas compuestas a su vez
de un número infinito de cantidades. Las matrices infinitas representaban por ejemplo la
posición y el momento lineal de un electrón en el interior de un átomo, y otras matrices
representaban cada una de las restantes propiedades físicas observables asociadas con el
movimiento de un electrón, como su energía o su momento angular. Aunque aparentemente
complicada, la mecánica matricial de Heisenberg es mucho más elegante en su
formulación, algo enfáticamente apoyado por los matemáticos, y también es más cómoda y
sencilla de utilizar. Estas matrices, igual que las ecuaciones diferenciales de Schrödinger,
podían resolverse y ofrecían los mismos resultados que la ecuación de Schrödinger, quien
en 1926 demostró que ambas formulaciones eran perfectamente equivalentes. Hoy en día,
la mecánica matricial de Heisenberg es la mecánica cuántica estándar.
En sólo tres años la teoría cuántica había pasado de un conjunto de hipótesis y postulados
descabellados a una formulación seria y manejable. Pero en el camino de la teoría cuántica
quedaban todavía algunos problemas y esperaban algunas paradojas.
Una de ellas es la imposibilidad de determinar exactamente la posición de un electrón en
un instante determinado. Heisenberg analizó este problema en 1927, y formuló la cuestión
como el principio de incertidumbre. Este principio afirma que es imposible especificar con
exactitud y al mismo tiempo la posición y el momento lineal de una partícula; o lo que es lo
mismo, no se puede medir la posición de una partícula sin causar una perturbación en su
velocidad. Este principio, que parece desafiar notablemente nuestro conocimiento diario,
tuvo en 1928 una notable aplicación. George Gamow estaba intentando explicar la
desintegración radiactiva en la que se producía la emisión de partículas alfa, algo muy
conocido entonces, pero también inexplicable. Gamow descubrió que si aplicaba al
problema el principio de incertidumbre podía resolverlo, y explicar cosas como la
radiactividad o de donde salía la energía de las estrellas. Gamow bautizó a su explicación
con el nombre de efecto túnel.
Las consecuencias derivadas del principio de incertidumbre no se limitan sólo al efecto
túnel de Gamow: Son fundamentales para entender la visión de la teoría cuántica actual. El
mundo cuántico, el mundo de los átomos y las partículas elementales, no se rige por las
normas de nuestro mundo macroscópico. Es un universo de probabilidades, donde la
observación perturba al objeto observado, tal y como Schrödinger formuló en su famosa
paradoja felina; un universo donde las partículas pueden estar muy probablemente en un
sitio dado en un momento determinado... o no, y entonces ocurrirán cosas extraordinarias.
Toda nuestras teorías sobre los enlaces químicos se fundamentan en pensar que los
electrones no son bolitas girando en torno al núcleo atómico, sino en pensar que están
difuminados en torno al núcleo, que están localizados muy probablemente en ciertas
regiones del espacio llamadas orbitales.
La teoría cuántica ha ampliado nuestro conocimiento de la estructura de la materia y nos
ha permitido construir el mundo que vemos en la actualidad: la electrónica, la energía
nuclear, las armas atómicas, los ordenadores y muchos otras cosas no serían posibles sin
ella. Pero la teoría cuántica tiene también sus límites. Por ejemplo, todavía no se ha
conseguido unificar con éxito la teoría cuántica con la gravedad, algo relacionado con la
energía del vacío y el efecto Casimir: Las ecuaciones cuánticas predicen que el espacio vacío
no es tal, sino un mar turbulento que contiene enormes cantidades de energía. Según
algunos físicos, el aprovechamiento de esta energía nos permitiría manipular el espaciotiempo a nuestro antojo. Otra paradoja perturbadora para la teoría cuántica es la conocida
como paradoja EPR, y que podría ser la base científica de dispositivos tan conocidos para
aficionados al género como los ansibles. En la última década han surgido también estudios
que proponen la creación de ordenadores cuánticos que aprovecharían ciertas propiedades
de los sistemas subatómicos para realizar de forma cuasiinstantánea cálculos masivos.
Como es lógico, la teoría cuántica no ha revolucionado únicamente la ciencia, sino
también la literatura fantástica. Han quedado muy atrás los relatos clásicos sobre
microcosmos subatómicos, como LA CHICA EN EL ÁTOMO DE ORO de Cummings o
SUBMICROSCÓPICO de S. P. Meek. Sin embargo, las nuevas teorías han proporcionado
nuevo material para los sueños. CUARENTENA de Greg Egan o la ya clásica CRONOPAISAJE
de Gregory Benford constituyen interesantes aproximaciones a cómo la cuántica interpreta
la realidad que nos rodea y qué subyace en el viejo tópico de la ciencia-ficción sobre los
mundos paralelos. Este tema ha sido tratado de forma notable por Frederik Pohl en su
obra LA LLEGADA DE LOS GATOS CUÁNTICOS, que toma su nombre del famoso ejercicio
mental de Schrödinger sobre un gato en una caja. La misma paradoja ha sido empleada
como un cruel método de ejecución en ENDYMION, de Dan Simmons, su continuación de la
famosa saga de HYPERION. Pedro Jorge Romero y Ricard de la Casa también han tocado
el tema de los mundos paralelos en su relato EL DÍA QUE HICIMOS LA TRANSICIÓN.
Muchas otras novelas y relatos tocan aspectos concretos de la teoría cuántica. Por
ejemplo, un bonito ejemplo didáctico sobre la constante de Planck y cómo afecta a nuestro
universo es PLANCK CERO, relato de Stephen Baxter. La paradoja EPR y sus posibilidades
en la comunicación instantánea aparecen bien reflejados en UN MUNDO AL FINAL DEL
TIEMPO, de Pohl, donde además se nos muestran criaturas con una percepción cuántica del
universo. El efecto túnel ha sido aprovechado, entre muchas otras cosas, por Javier Redal
y Juan Miguel Aguilera en HIJOS DE LA ETERNIDAD, pero en lugar de estar restringido a
las cómodas distancias atómicas aquí permite mover asteroides y naves enteras. Los
ordenadores cuánticos son parte de una subtrama (junto a muchas otras) de la novela
FACTOR DE HUMANIDAD de Robert J. Sawyer. El principio de incertidumbre de
Heisenberg también entra en danza en el teletransporte de Star Trek, pero allí para evitar
problemas se utilizan compensadores de Heisenberg. Si alguien tiene dudas sobre cómo
funcionan artilugios así, ya sabe la respuesta de los guionistas de la serie: Muy bien.
2.1.1
Radiación del cuerpo negro y teoría de Planck.
Radiación del Cuerpo Negro
Un cuerpo negro se define como aquel que absorbe todo el calor radiante que recibe. Tal
absorbente perfecto será también un emisor perfecto.
La relación entre el calor radiante E emitido por un cuerpo y su temperatura fue establecida
primero por los extensos experimentos de laboratorios de Josef Stefan. La misma ley fue
deducida después a partir de consideraciones teóricas por Ludwig Boltzmann, y ahora se conoce
como la ley de Stefan-Boltmann.
E = Kt4
Ec. 2
Aquí E representa la energía radiada por segundo por un cuerpo a una temperatura absoluta T, y k
es una constante de proporcionalidad. La ley sólo se aplica a los llamados "cuerpos negros". Si E
representa el calor, en kilocalorías, radiado por metro cuadrado y segundo, tendremos:
k = 1.3567 x 10-11 Kcal/m2SK4
Si E representa la energía radiada por metro cuadrado y segundo, en Joule, será:
k = 5.670 x 10-8 J/m2sK2
Definida así k, podemos escribir la ley de Stefan-Boltzmann poniendo:
E = Kt4A
donde A es el área en metros cuadrados y
Ec. 3
es el tiempo en segundos.
La mejor aproximación de laboratorio a un cuerpo negro, es el agujero en una caja ennegrecida.
Prácticamente, todo el calor que entre por tal agujero será absorbido en el interior. El terciopelo
negro o una superficie pintada mate con negro de humo absorberán cerca del 97 % del calor
radiante que cae sobre él, y puede considerarse para muchos propósitos como un cuerpo negro.
Sin embargo, las superficies metálicas pulidas, lejos de ser cuerpos negros, tan sólo absorben
cerca del 6 % de la energía incidente y reflejan el resto. La mayoría de las sustancias tienen
grados de absorción entre dos extremos.
Ejercicio de muestra 2
Una bola de cobre de 20 cm de diámetro se recubre de negro de humo y se calienta a una
temperatura de 727 0C. (a) ¿Qué cantidad de calor radiará este cuerpo en 5 s? (b) Si las paredes
de la habitación están a 27 0C, ¿qué cantidad de calor absorberá este cuerpo en ese mismo
tiempo? Suponga que se trata de un caso de radiación de cuerpo negro, tanto en (a) como en (b).
Solución: Si pasamos estos datos al sistema MKSA tendremos T = 727 + 273 = 1000 0 K, A = 4 p
r2 = 0.1257 m2;
= 5 s y k = 1.3567 x 10-11 Kcal/m2 s 0K4. Sustituyendo luego estas cantidades
directamente en la Ec. 3, obtenemos para la pregunta (a):
E = Kt4A
= 1.3567 x
(0.1257) (5)
10-11
(1000)4
= 8.527 Kcal
La radiación del cuerpo negro
Consideremos una cavidad cuyas paredes están a una cierta temperatura. Los átomos
que componen las paredes están emitiendo radiación electromagnética y al mismo
tiempo absorben la radiación emitida por otros átomos de las paredes. Cuando la
radiación encerrada dentro de la cavidad alcanza el equilibrio con los átomos de las
paredes, la cantidad de energía que emiten los átomos en la unidad de tiempo es igual
a la que absorben. En consecuencia, la densidad de energía del campo
electromagnético existente en la cavidad es constante.
A cada frecuencia corresponde una densidad de energía que depende solamente
de la temperatura de las paredes y es independiente del material del que están
hechas.
Si se abre un pequeño agujero en el recipiente,
parte de la radiación se escapa y se puede analizar.
El agujero se ve muy brillante cuando el cuerpo está
a alta temperatura, y se ve completamente negro a
bajas temperaturas.
Históricamente, el nacimiento de la Mecánica Cuántica, se sitúa en el momento en el
que Max Panck explica el mecanismo que hace que los átomos radiantes produzcan la
distribución de energía observada. Max Planck sugirió en 1900 que
1. La radiación dentro de la cavidad está en equilibrio con los átomos de las
paredes que se comportan como osciladores armónicos de frecuencia dada f .
2. Cada oscilador puede absorber o emitir energía de la radiación en una cantidad
proporcional a f. Cuando un oscilador absorbe o emite radiación
electromagnética, su energía aumenta o disminuye en una cantidad hf .
La segunda hipótesis de Planck, establece que la energía de los osciladores está
cuantizada. La energía de un oscilador de frecuencia f sólo puede tener ciertos valores
que son 0, hf , 2hf ,3hf ....nhf .
La distribución espectral de radiación es continua y tiene un máximo dependiente de la
temperatura. La distribución espectral se puede expresar en términos de la longitud de
onda o de la frecuencia de la radiación.
dEf /df es la densidad de energía por unidad de frecuencia para la frecuencia f de la
radiación contenida en una cavidad a la temperatura absoluta T. Su unidad es (J·m-3)·s.
donde k es la constante de Boltzmann cuyo valor es k=1.3805·10-23 J/K.
dEl /dl es la densidad de energía por unidad de longitud de onda para la longitud de
onda l de la radiación contenida en una cavidad a la temperatura absoluta T. Su unidad
es (J·m-3)·m-1.
El problema de la radiación del cuerpo negro fue planteado por el físico alemán Gustav R.
Kirchoff hacia 1860. El razonamiento de Kirchhoff era que si cuerpo negro absorbía
radiación del entorno (y por lo tanto energía) en todas las longitudes de onda, hasta
alcanzar una temperatura dada, al enfriarse debería emitir igualmente energía en todas las
longitudes de onda.
Sin embargo se encontró que los cuerpos negros no cumplían la propuesta de Kirchhoff.
El físico Wilhelm Wien descubrió que el cuerpo emitía radiación en un cierto abanico de
longitudes de onda, pero la intensidad no era la misma en todas ellas; el máximo de la
energía emitida se hallaba a una cierta longitud de onda que dependía de la temperatura del
cuerpo negro.
El problema desesperó a los físicos de la época durante cierto tiempo, dado que eran
capaces de explicar ciertas partes de la radiación, pero no su conjunto, hasta que Max
Planck aplicó un nuevo razonamiento al problema. Según Planck, Wien estaba
equivocado, y realmente el cuerpo negro no tenía porqué emitir radiación en todas las
longitudes de onda. Muy al contrario, sólo podía emitir radiación de ciertas longitudes de
onda; es decir, la energía no era continua, sino que era emitida en forma de paquetes.
Planck fue un paso más allá, y propuso que cuando un cierto paquete de energía era muy
grande, la longitud de onda de la radiación correspondiente era muy pequeña (o
alternativamente, su frecuencia era muy grande). Planck llamó a esos paquetes de energía
cuantos (del latín quantum, que significa precisamente cuánto), y resumió su trabajo en una
pequeña ecuación conocida como ecuación de Planck. Haciendo uso de dicha ecuación, el
problema de la radiación del cuerpo negro puede resumirse en que la radiación emitida no
es tanto función de la cantidad de energía total del cuerpo negro, sino de qué cantidad de
energía tienen los cuantos de radiación de las distintas longitudes de onda. La teoría de
Planck y su solución al problema de la radiación del cuerpo negro son fundamentales para
la formulación posterior de la teoría cuántica.
Aunque podría pensarse que la radiación del cuerpo negro no tiene ningún protagonismo
en la ciencia ficción, los aficionados a la física pueden encontrar en la reciente COSMO, de
Gregory Benford, un pequeño comentario y un gráfico sobre este tema, ya que el pequeño
cosmo se comporta precisamente como un cuerpo negro.
Ecuación de Planck
En el año 1900 el alemán Max Karl Ernst Ludwig Planck publicó la solución a un
problema que había desesperado a los físicos durante décadas, conocido como radiación del
cuerpo negro. El problema fue resuelto por Planck suponiendo que la energía no se emite
en forma continua, es decir, un cuerpo caliente no puede emitir energía en forma de
radiación electromagnética de cualquier longitud de onda, sino que dicha energía se emite
en forma de paquetes (que Planck bautizó como cuantos) de longitudes de onda
determinadas.
Planck supuso que cuanto mayor era la energía emitida más pequeña era la longitud de
onda de la radiación, y llegó a una ecuación que relacionaba la frecuencia de dicha radiación
con la energía a través de una constante que recibe el nombre de constante de Planck,
representada por la letra h y cuyo valor es de 6,626176·10 -34 julios/segundo.
E = h·
Esta ecuación es básica para la formulación de la teoría cuántica, y de hecho toda la física
posterior a su formulación es llamada física moderna.
Teoria de planck
A fines del siglo XIX varios físicos estudiaban un fenómeno conocido como radiación del cuerpo negro.
Las leyes de la física que prevalecían entonces no podían explicar el espectro de luz emitido por un
cuerpo negro. En 1900 Planck fue capaz de explicar esta radiación haciendo una consideración radial.
Los cambios de energía asociados con la radiación del cuerpo negro no son continuos . Planck propuso
que la energía solamente puede ser liberada en "paquetes" de un tamaño mínimo.
El incremento de energía ganado o perdido más pequeño posible, fue llamado por Planck, un quantum.
La ganancia o la pérdida de energía radiante, como la absorbida o la emitida por un cuerpo negro, incluye
cambios discretos de energía que deben ser múltiplos de números enteros de una constante
multiplicados por la frecuencia, v, de la energía radiante. Así, si ?E es la cantidad de energía ganada o
perdida, entonces, de acuerdo a la teoría de Planck,
E = hv, 2hv, 3hv, .....................................Ec. 4
La constante h, conocida como constante de Planck, tiene un valor de 6.63x10 -34 joules-segundos (J-s) la
ganancia o la pérdida de energía por un múltiplo fraccionario de, por ejemplo o.8 hv o 2.3 hv está
prohibida en la teoría de Planck; podemos decir que las energías permitidas están cuantizadas. El
incremento más pequeño de energía a una frecuencia dada, se denomina un quantum (cuanto) de
energía.
Ejercicio de muestra 3
Calcule el menor incremento de energía (esto es, el cuanto de energía) que un objeto puede absorber de
luz amarilla cuya longitud de onda es 589 nm.
Solución: Obtenemos la magnitud de un cuanto de energía a partir de la Ec. 4, E = hv. El valor de la
constante de Planck esta dado en el texto: h = 6.63 x 10-34 J-s. La frecuencia, v, se calcula de la longitud
de onda dada, como se muestra en el ejercicio de muestra 1: v = c/
= 5.09 x 1014 s-1. Así, tenemos:
E = (6.63 x10-34 J-s)(5.09 X 1014 s-1)= 3.37 x 10 -19 J
La teoría de Planck nos dice que un átomo o molécula que permite o absorbe radiación, con longitud de
onda 589 nm., no puede perder o ganar energía excepto en múltiplo de 3.37 x 10 -19 J.
2.1.2
Efecto fotoeléctrico.
El efecto fotoeléctrico fue descubierto a comienzos del siglo XX por el físico alemán Philipp
Lenard. Lenard encontró que al exponer ciertos metales a la radiación electromagnética se
producía la emisión de electrones desde la superficie metálica, como si la radiación los
expulsase de los átomos, ionizando éstos. Si dichos electrones eran obligados a viajar a lo
largo de un circuito, se establecía una corriente eléctrica (es decir, se generaba electricidad).
La explicación del efecto desafió durante un cierto tiempo a los físicos, ya que se observaba
que el número de electrones emitidos (la intensidad de la corriente generada), no
aumentaba al cambiar la longitud de onda de la radiación; esto simplemente incrementaba
la energía cinética de los electrones. Por contra, un aumento en la intensidad de la radiación
sí provocaba la expulsión de más electrones.
La explicación fue dada unos años más tarde por Einstein al aplicar la entonces novedosa
teoría cuántica de Planck. Si los fotones de la radiación electromagnética (los cuantos de
Planck) no tenían una energía mínima, que era precisamente la energía que ligaba los
electrones al átomo, el electrón no era expulsado. El umbral mínimo sólo era alcanzado con
radiación de una cierta longitud de onda. Así, los átomos de cesio son ionizables utilizando
luz visible, mientras que los de otros elementos requieren una radiación más energética,
como el ultravioleta. Por encima del umbral energético mínimo, la energía sobrante era
convertida en energía cinética, es decir, los electrones salían despedidos a mayor velocidad.
Esto explicaba también que el incremento en la intensidad de la radiación no incrementase
la velocidad de los electrones, ya que lo único que se hacía era aumentar el número de
fotones, y por lo tanto, el número de electrones que salían despedidos. Einstein fue
galardonado con el premio Nobel por su explicación del efecto fotoeléctrico (y no por la
formulación de la Teoría de la Relatividad, como comúnmente se cree).
El efecto fotoeléctrico tiene aplicaciones importantes. Así, el llamado efecto fotoconductor
es el incremento de la conductividad eléctrica de un material al ser expuesto a la luz. Por
ejemplo, el sulfuro de cadmio es usado como sensor para farolas de alumbrado público, ya
que al disminuir la intensidad de la luz se vuelve no conductor, obligando a la farola a
encenderse. Las células fotoeléctricas son también usadas como sensores de puertas
automáticas, ya que el paso de una persona interrumpe el rayo de luz que mantiene el
circuito abierto. La mayor aplicación del efecto fotoeléctrico son sin duda los paneles solares,
que hacen uso de células fotovoltaicas. Éstas se construyen con dos capas de
semiconductores. Bajo la radiación del sol se genera una cierta diferencia de potencial entre
ambas capas, que se traduce en la generación de una corriente eléctrica.
Célula fotoeléctrica
Una célula fotoeléctrica se compone, en esencia, de un ánodo y un cátodo recubierto de un material fotosensible. La
luz que incide sobre el cátodo libera electrones que son atraídos hacia el ánodo originando un flujo de corriente
proporcional a la intensidad de la radiación.
Efecto fotoeléctrico, formación y liberación de partículas eléctricamente cargadas que se
produce en la materia cuando es irradiada con luz u otra radiación electromagnética. El
término efecto fotoeléctrico designa varios tipos de interacciones similares. En el efecto
fotoeléctrico externo se liberan electrones en la superficie de un conductor metálico al
absorber energía de la luz que incide sobre dicha superficie. Este efecto se emplea en la
célula fotoeléctrica, donde los electrones liberados por un polo de la célula, el fotocátodo, se
mueven hacia el otro polo, el ánodo, bajo la influencia de un campo eléctrico.
El estudio del efecto fotoeléctrico externo desempeñó un papel importante en el desarrollo
de la física moderna. Una serie de experimentos iniciados en 1887 demostró que el efecto
fotoeléctrico externo tenía determinadas características que no podían explicarse por las
teorías de aquella época, que consideraban que la luz y todas las demás clases de radiación
electromagnética se comportaban como ondas. Por ejemplo, a medida que la luz que incide
sobre un metal se hace más intensa, la teoría ondulatoria de la luz sugiere que en el metal
se liberarán electrones con una energía cada vez mayor. Sin embargo, los experimentos
mostraron que la máxima energía posible de los electrones emitidos sólo depende de la
frecuencia de la luz incidente, y no de su intensidad.
En 1905, para tratar de explicar el mecanismo del efecto fotoeléctrico externo, Albert
Einstein sugirió que podría considerarse que la luz se comporta en determinados casos como
una partícula, y que la energía de cada partícula luminosa, o fotón, sólo depende de la
frecuencia de la luz. Para explicar el efecto fotoeléctrico externo, Einstein consideró la luz
como un conjunto de "proyectiles" que chocan contra el metal. Cuando un electrón libre del
metal es golpeado por un fotón, absorbe la energía del mismo. Si el fotón tiene la suficiente
energía, el electrón es expulsado del metal. La teoría de Einstein explicaba muchas
características del efecto fotoeléctrico externo, como por ejemplo el hecho de que la energía
máxima de los electrones expulsados sea independiente de la intensidad de la luz. Según la
teoría de Einstein, esta energía máxima sólo depende de la energía del fotón que lo expulsa,
que a su vez sólo depende de la frecuencia de la luz. La teoría de Einstein se verificó por
experimentos posteriores. Su explicación del efecto fotoeléctrico, con la demostración de
que la radiación electromagnética puede comportarse en algunos casos como un conjunto de
partículas, contribuyó al desarrollo de la teoría cuántica.
El término efecto fotoeléctrico también puede referirse a otros tres procesos: la
fotoionización, la fotoconducción y el efecto fotovoltaico. La fotoionización es la ionización de
un gas por la luz u otra radiación electromagnética. Para ello, los fotones tienen que poseer
la suficiente energía para separar uno o más electrones externos de los átomos de gas. En la
fotoconducción, los electrones de materiales cristalinos absorben energía de los fotones y
llegan así a la gama de niveles de energía en la que pueden desplazarse libremente y
conducir electricidad. En el efecto fotovoltaico, los fotones crean pares electrón-hueco en
materiales semiconductores. En un transistor, este efecto provoca la creación de un
potencial eléctrico en la unión entre dos semiconductores diferentes.
2.1.3
Espectros de emisión y series espectrales.
Espectros de emisión y espectros de absorción:
Cuando un elemento irradia energía no lo hace en todas las longitudes de onda. Solamente
en aquellas de las que está “provisto”. Esas longitudes de onda sirven para caracterizar, por
tanto, a cada elemento. También ocurre que cuando un elemento recibe energía no absorbe
todas las longitudes de onda, sino solo aquellas de las que es capaz de “proveerse”.
Coinciden por tanto, las bandas del espectro en las que emite radiación con los huecos o
líneas negras del espectro de absorción de la radiación, como si un espectro fuera el
negativo del otro.
Se acostumbra a llamar “cuerpo negro” al cuerpo ideal que absorbe todas las longitudes de
onda y, por consiguiente, emite radiación también a todas las longitudes de onda. Sería, en
definitiva, un emisor perfecto de radiación. A cada temperatura emitiría una cantidad
definida de energía por cada longitud de onda.
El fracaso en el intento de explicar la radiación del cuerpo negro desde los conceptos de la
física condujo al descubrimiento de Planck de que la emisión de energía es un múltiplo de la
frecuencia de a radiación:
E = h. u
Los espectros de emisión:
Todos los cuerpos emiten energía a ciertas temperaturas. El espectro de la radiación
energética emitida es su espectro de emisión. Todos los cuerpos no tienen el mismo
espectro de emisión. Esto es, hay cuerpos que emiten en el infrarrojo, por ejemplo, y otros
cuerpos no.
En realidad, cada uno de los elementos químicos tiene su propio espectro de emisión. Y esto
sirve para identificarlo y conocer de su existencia en objetos lejanos, inaccesibles para
nosotros, como son las estrellas.
Así, el sodio tiene su característico espectro de emisión, lo mismo que el calcio, o que el
hidrógeno, etc..
Algunos ejemplos de espectros de emisión:
Diremos que el hidrógeno emite, dentro del visible, en una cierta longitud de onda del
naranja (6560 A), en otra del azul (4858 A), otra del añil (4337 A) y otra del violeta (4098
A).
El sodio (Na) emite en el amarillo (bandas de longitudes de onda de 5896 A y 5890 A).
El gas noble Neón (Ne) emite en el espectro visible en las longitudes de onda de 6402 A
(naranja), 5852 A (amarillo) y 5400 A (verde).
El Calcio emite en la longitud de onda del espectro visible 6162 A (amarillo-naranja), 4454 A
y 4435 (color añil) y 4226 A (violeta).
El Mercurio (Hg) emite radiación en dos longitudes de onda del visible: 5460 A (color verde)
y 4358 A (color añil).
Los espectros de absorción:
Y también los cuerpos absorben radiación emitida desde otros cuerpos, eliminando del
espectro de radiación que reciben aquellas bandas absorbidas, que quedan de color negro.
Son lo que se llaman “rayas negras” o simplemente “rayas” del espectro.
También ocurre con la absorción, que unos cuerpos absorben la radiación de unas
determinadas longitudes de onda y no absorben la radiación de otras longitudes de onda,
por lo que cada cuerpo, cada elemento químico en realidad, tiene su propio espectro de
absorción, correspondiéndose con su espectro de emisión, cual si fuera el negativo con el
positivo de una película.
Algunos ejemplos de espectros de absorción:
El hidrógeno, pues, absorbe radiación en las mismas bandas en las que la emite, es decir,
absorbe en una cierta longitud de onda del naranja, en otra longitud de onda del azul, en
otra del añil y en otra del violeta.
También, por consiguiente, el sodio (Na) absorbe en las mismas bandas de longitud de onda
en las que emite.
El gas Neón absorbe, naturalmente, las mismas bandas que figuran en su espectro de
emisión.
El calcio (Ca) absorbe también las líneas que figuran en su espectro de emisión.
El mercurio (Hg) absorbe también las mismas líneas que emite.
2.2
Teoría atómica de Bohr
MODELO ATOMICO DE BOHR
Niels Bohr utilizó la hipótesis cuántica para intentar explicar los patrones de emisión de los espectros
atómicos y construir un modelo del átomo acorde con las nuevas teorías. Imaginando la estructura
atómica como un pequeño sistema planetario de manera parecida a como lo había hecho anteriormente
Rutherford, donde los electrones giran alrededor de un núcleo central.
POSTULADOS DE BOHR
1.- Existencia del Núcleo:
Los electrones giran en órbita circular alrededor del núcleo, bajo la influencia de las fuerzas de Coulomb,
sujetos a las leyes de la Mecánica Clásica.
2.- Cuantización de la Órbita:
El electrón gira en órbita, donde el momento angular (L) del electrón es un múltiplo entero de:
3.- Estabilidad de la Órbita:
Aunque el electrón esta acelerado en su órbita no irradia Energía. Su energía total es constante.
4.- Radiación Electromagnética:
Un electrón irradia Energía si cambia en forma continua de una órbita de energía nhg a ( n – 1 )h .
Irradia un hg
Ei = nh y Ef = (n – 1)h
Ei – Ef = h
FORMA DEL MODELO ATÓMICO PROPUESTO POR BOHR
Frecuencia de Radiación:
g
=
La propuesta de Bohr de la existencia de estados estacionarios fue un gran avance en la compresión del
comportamiento atómico de la materia, sin embargo la idea del electrón girando a distancias fijas del
núcleo en órbitas determinadas fracasó rotundamente. La teoría permitía predecir satisfactoriamente las
longitudes de onda del espectro atómico del hidrógeno (serie de Balmer), e incluso predijo la existencia
de la series de Lyman, hasta entonces desconocida, pero los esfuerzos por predecir los niveles de
energía de los átomos multielectrónicos fueron infructuosos, incluso parecia no haber forma de modificar
el modelo de Bohr para ajustarlo a los resultados experimentales.
Modelo atómico de Bohr.Para salvar los inconvenientes del modelo anterior, N Bohr estableció una serie de postulados (basados
en la teoría de Planck y los datos experimentales de los espectros) que constituyen el modelo atómico de
Bohr:

Admitió que hay ciertas órbitas estables en las cuales los electrones pueden girar alrededor del
núcleo sin radiar energía. Deduce que sólo son posibles aquellas órbitas en las que el momento angular
del electrón es múltiplo entero de
Introduce un número n, llamado número cuántico principal, que da nombre a las distintas órbitas del
átomo.

El electrón, cuando emite energía cae de una órbita a otra más próxima al núcleo. Lo contrario
ocurre si capta energía.
Como según la teoría electromagnética una carga acelerada tiene que irradiar energía, no puede haber
ningún orbital permanente. Por eso, Bohr argumentaba que no se podía perder energía continuamente,
sino en cuantos (de acuerdo con la teoría de Planck) equivalentes a la diferencia de energía entre las
órbitas posibles.
Cuando a un átomo se le suministra energía y los electrones saltan a niveles más energéticos, como todo
sistema tiende a tener la menor energía posible, el átomo es inestable y los electrones desplazados
vuelven a ocupar en un tiempo brevísimo (del orden de 10-8) el lugar que dejasen vacío de menor
energía, llamados niveles energéticos fundamentales.
Así pues, ya tenemos una explicación de los espectros atómicos con el modelo de Bohr. Cuando un
átomo es exitado por alguna energía exterior, algún electrón absorbe dicha energía pasando de un nivel
energético fundamental a niveles de energía superior. Como, según Planck, la absorción de energía está
cuantizada, la diferencia de energía entre ambos niveles será hv. El electrón absorbe solo una radiación
de frecuencia v determinada mayor cuanto mayor sea el "salto" del electrón.
Así, en el espectro de absorción aparecerá una banda continua con algunas rayas negras que
corresponderán a aquellas frecuencias determinadas que los electrones han captado para pasar de un
nivel a otro más energético.
Como el átomo exitado es inestable, en un tiempo brevísimo el electrón desplazado volverá al nivel
energético fundamental, emitiendo una energía de la misma frecuencia hv que absorbió anteriormente.
Así, el espectro de emisión del elemento estará formado por líneas definidas, situadas en la misma
longitud de onda que el espectro de emisión, separadas por zonas oscuras.
Ello explica por que los espectros de los vapores o gases (en los que nos encontramos los átomos o
moléculas aislados sin interaccionar entre sí) son discontinuos.
Es un hecho experimental que cada elemento químico tiene su espectro atómico característico.
Fue a partir de las series del hidrógeno, de las frecuencias de las distintas radiaciones emitidas, de donde
Bohr dedujo los niveles de energía correspondientes a las órbitas permitidas. Sin embargo, al aplicar esta
distribución de los niveles energéticos a otros elementos no se correspondían esos cálculos teóricos con
los resultados experimentales de los espectros, que eran muchos más complejos. Incluso el mismo
átomo de Hidrógeno con espectroscopios más precisos producía líneas que con el modelo de Bohr no se
podía explicar.
2.3
Ampliación de la teoría de Bohr: Teoría atómica de
Somerfeld.
Corrección de Somerfield.-
Al perfeccionarse los espectroscopios (aparatos que muestran los espectros) se observó que las líneas
del espectro del hidrógeno eran en realidad varias líneas muy juntas. Y lo que Bohr Creyó que eran
estados únicos de energía eran varios estados muy próximos entre sí.
Sommerfield lo interpretó diciendo que las órbitas podían ser elípticas. Para ello introdujo un nuevo
número cuántico l, también llamado número azimutal, que puede valer:
l=0,1,...,(n-1)
Este número nombra a cada uno de los niveles de energía posibles para cada valor de n. Con
Sommerfield, para determinar la posición del electrón en el átomo de hidrógeno hay que dar 2 números
cuánticos l y m.
Sommerfeld hizo las siguientes modificaciones con respecto ala teoria atomica de Bohr :
1. Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares o elípticas.
2. A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles.
3. El electrón es una corriente eléctrica minúscula.
Para describir los nuevos subniveles, Sommerfeld introdujo otro parámetro cuántico, que recibió el
nombre de número cuántico azimutal, que designó con la letra l.
Con la introducción de los subniveles dentro de los niveles de energía, Sommerfeld explicó la aparición
de las líneas más finas que conforman las líneas principales en el espectro fino del hidrógeno. La figura
1.3.1 representa la modificación en las órbitas realizadas por sommerfeld al modelo de Bohr:
sólo se ha representado hasta el nivel 2, observándose cómo este nivel está compuesto por dos
subniveles: l = 0 y l = 1.
Aun con las teorías de Bohr y Sommerfeld no fue suficiente para explicar en forma adecuada todos los
aspectos de los espectros atómicos y llegar a comprender el comportamiento y estructura del átomo.
2.4
Estructura atómica.
INTRODUCCIÓN
¿QUÉ es la materia? Según el diccionario, es "aquello que constituye la sustancia del universo físico". La
Tierra, los mares, la brisa, el Sol, las estrellas, todo lo que el hombre contempla, toca o siente, es
materia. También lo es el hombre mismo. La palabra materia deriva del latín mater, madre. La materia
puede ser tan dura como el acero, tan adaptable como el agua, tan informe como el oxígeno del aire. A
diferentes temperaturas puede presentar diferentes fases, pero cualquiera que sea su forma, está
constituida por las mismas entidades básicas, los átomos.
Las radiaciones ionizantes y sus efectos también son procesos atómicos o nucleares. Por eso debemos
describir a los átomos y sus núcleos antes de hablar de la radiación.
EL ÁTOMO
La pequeñez de los átomos embota la imaginación. Los átomos son tan pequeños que pueden colocarse
unos 108, o sea 100 millones de ellos, uno después de otro, en un centímetro lineal. Su radio es del
orden de l0-8 cm. A su vez, los núcleos tienen dimensiones lineales 10 000 a 100 000 veces más
pequeñas. El radio nuclear es de 10-12 a 10-13 cm. En términos de volumen, los átomos ocupan como l0- 24
cm³ y los núcleos l0-38 cm³.
En un sólido, los átomos se encuentran en contacto entre sí y fuertemente ligados, de manera que su
movimiento relativo es mínimo. Por esta razón los sólidos conservan su forma. En los líquidos, en
cambio, aunque los átomos también se hallan en contacto, no están fuertemente ligados entre sí, de
modo que fácilmente pueden desplazarse, adoptando el líquido la forma de su recipiente. Los átomos o
las moléculas de los gases están alejados unos de otros, chocando frecuentemente entre sí, pero
desligados, de manera que pueden ir a cualquier lugar del recipiente que los contiene.
Nuestra imagen del atómo recuerda la de un sistema planetario en el que el núcleo está en el centro y
los electrones giran a su alrededor, aunque de hecho no puede decirse, a diferencia de nuestro Sistema
Solar, exactamente dónde se encuentra cada electrón en cada instante, como se ilustra en la figura 1.
Figura 1. Nuestra imagen del átomo.
El núcleo de cada átomo está formado a su vez por protones y neutrones. Lo podemos imaginar como
un racimo de partículas, pues neutrones y protones se encuentran en contacto unos con otros.
Los electrones tienen carga eléctrica negativa (-e), los protones la misma, pero positiva (+e), y los
neutrones no tienen carga. Los núcleos son por consiguiente positivos. La fuerza fundamental que
mantiene a los electrones unidos a su respectivo núcleo es la eléctrica; sabemos que cargas opuestas se
atraen y cargas del mismo signo se repelen.
Los átomos normalmente son eléctricamente neutros, pues el número de electrones orbitales es igual al
número de protones en el núcleo. A este número se le denomina número atómico (Z) y distingue a los
elementos químicos. Ahora bien, los electrones orbitales se encuentran colocados en capas. La capa
más cercana al núcleo es la capa K; le siguen la capa L, la M, la N, etc. Una clasificación de los
elementos la constituye la tabla periódica, en que a cada elemento se le asocia su correspondiente Z
(véase la figura 2). En el cuadro 1 se dan ejemplos de algunos elementos ligeros, incluyendo el número
de electrones que corresponde a cada capa; la capa K se llena con 2 electrones, la L con 8, etc. Se
conocen más de 100 elementos. Nótese que nombrar el elemento equivale a establecer su número
atómico.
CUADRO 1. Configuración electrónica de los elementos ligeros.
Elemento
H (hidrógeno)
He (helio)
Li (litio)
Be (berilio)
B (boro)
C (carbono)
N (nitrógeno)
O (oxígeno)
F (flúor)
Ne (neón)
Na (sodio)
Mg (magnesio)
Al (alumino)
etcétera
Z
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
Número de electrones en la
capa
K
L
M
1
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
1
2
3
4
5
6
7
8
8
8
8
1
2
3
Figura 2. La tabla periódica de los elementos.
Si por algún proceso físico un electrón se separa de su átomo correspondiente, se dice que sucede una
ionización. El átomo resultante, ahora con una carga neta positiva, se llama ion positivo, o átomo
ionizado. La ionización puede tener lugar en cualquiera de las capas atómicas, denominándose
ionización K, L, M, etc. Cuando sucede una ionización de capa interna, como la K, queda un espacio
vacante en la capa. El átomo tiene la tendencia entonces a llenar esta vacancia con un electrón de una
capa externa. Al suceder esto, hay una emisión de radiación electromagnética (luz visible, rayos
ultravioleta, o rayos X), como lo muestra la figura 3.
Figura 3. Si sucede una ionización en la capa K, un electrón de la capa L llena la vacancia,
emitiéndose un fotón.
En un compuesto químico se unen átomos de diferentes elementos para formar una molécula, de
acuerdo con la valencia de cada tipo de átomo. También pueden formarse moléculas de átomos iguales,
como en el caso del nitrógeno o del oxígeno, que en su estado natural existen como moléculas
diatómicas (dos átomos).
EL NÚCLEO
Como ya se mencionó, el núcleo está en la parte central del átomo, y consiste de protones y neutrones.
Cada elemento de un Z determinado puede contener en su núcleo diferente número de neutrones sin
que ello afecte su número atómico; por ejemplo, el hidrógeno, el elemento más sencillo, puede tener
cero, uno, o dos neutrones. El núcleo del hidrógeno más común sólo consiste de un protón; le sigue el
hidrógeno pesado, o deuterio, con un protón y un neutrón; y el tritio, con un protón y dos neutrones.
Todos ellos son hidrógeno, por ser de Z = 1, pero las variantes según N, el número de neutrones, se
llaman isótopos del hidrógeno. En la Tierra, sólo 15 de cada 100 000 núcleos de hidrógeno son de
deuterio. La llamada agua pesada está formada por deuterio en lugar de hidrógeno común. Por otro lado,
el tritio, que es radiactivo, sólo se encuentra en ínfima cantidad; lo produce la radiación cósmica. La
figura 4 muestra los isótopos del hidrógeno.
Figura 4. Los isótopos del hidrógeno.
El número de masa A de los núcleos es igual al número total de nucleones (así se llama genéricamente
a los neutrones y protones). En otras palabras, A = N + Z, con lo cual se define totalmente de qué núcleo
se trata. Hay más de 2 000 isótopos conocidos de todos los elementos. En el cuadro 2 se dan ejemplos
de
algunos
isótopos
de
los
elementos
más
ligeros.
CUADRO 2. Algunos isótopos de los elementos ligeros.
Elemento
Z
N
A = N+Z
H
H
H
He
He
1
1
1
2
2
0
1
2
1
2
1
2
3
3
4
Li
Li
Be
B
B
C
C
C
N
N
O
O
O
3
3
4
5
5
6
6
6
7
7
8
8
8
3
4
5
5
6
6
7
8
7
8
8
9
10
6
7
9
10
11
12
13
14
14
15
16
17
18
etcétera
Para identificar sin ambigüedad a los núcleos, se usa la siguiente notación:
en donde X representa el símbolo químico (H, He, Li, etc.). Al indicar A y Z, queda definido N = A- Z.
Nótese, además, que se puede prescindir de escribir Z, pues ya se tiene el símbolo químico, que es
equivalente. En esta notación, los isótopos del hidrógeno son 1H, 2H y 3H. Los del oxígeno serán 16O, 17O
y 18O. La llamada Tabla de los Núclidos clasifica a todos los núcleos conocidos. En ella se asignan
casilleros a los núclidos, teniendo en el eje horizontal el número N y en el vertical Z, como lo muestra la
figura 5 para los elementos más ligeros.
Figura 5. Tabla de los isótopos de los elementos ligeros. Cada renglón corresponde a un
elemento. El número de cada cuadro es el número total de nucleones A. Los círculos indican
isótopos naturales.
LA MASA Y LA ENERGÍA
La masa de los núcleos es otra de sus características importantes. Para cuantificaría se define la unidad
atómica de masa (u.a.m) como 1/12 de la masa del átomo de 12C, que tiene 6 protones, 6 neutrones y 6
electrones. En estas unidades las masas de las partículas fundamentales resultan ser:
masa del protón = mp = 1.007277 u.a.m.
masa del neutrón = mn = 1.008665 u.a.m.
masa del electrón = me = 0.000549 u.a.m.
Como se puede ver, la parte importante de la masa de un átomo se debe a los nucleones; los electrones
contribuyen poco, siendo la masa del electrón aproximadamente igual a 1/ 1 835 de la masa del protón.
La masa, aquí en la Tierra, se manifiesta como el peso. Cuando uno pesa un objeto, está pesando todos
sus componentes, pero principalmente los núcleos. El núcleo define la posición del átomo, y los
electrones giran alrededor del núcleo.
Un mol de una substancia es igual a su peso molecular expresado en gramos. Se sabe que un mol de
cualquier material tiene el mismo número de moléculas, a saber, 6.023 X 1023, llamado número de
Avogadro. Una u.a.m. equivale a 1.66043 X 10-24 gr, que es precisamente el recíproco del número de
Avogadro.
La masa de un isótopo dado nunca es igual a la suma de las masas de sus componentes. Este hecho
extraño se debe a que la masa (m) se puede transformar en energía (E), y viceversa, según la muy
conocida ecuación de Einstein:
E = mc²,
donde c es la velocidad de la luz, 3 X 1010 cm/ seg. Si la masa del isótopo es menor que la suma de las
masas de sus componentes, la diferencia de las masas es la energía de amarre del isótopo. Ésta es la
energía que se requiere para romper al isótopo en sus componentes.
La unidad conveniente de energía es el eléctrón-volt (eV), que es la energía adquirida por una partícula
con una carga electrónica (e) al ser acelerada en una diferencia de potencial de 1 volt. Sus múltiplos son:
10 3eV = 1 000 eV = 1 keV (kilo electrón-volt)
10 6eV = 1 000 000 eV = 1 MeV (mega electrón-volt)
Se puede demostrar que 1 Mev equivale a 1.6 X 10-6 ergs.
De acuerdo con la ecuación de Einstein, se puede calcular que 1 u.a.m: (la masa de un nucleón
aproximadamente) equivale a 931 MeV, o bien a 1.49 X l0-3 ergs. Si se piensa en el gran número de
núcleos que contiene la materia, ésta es una cantidad enorme de energía. En el Apéndice I se muestra el
detalle de algunos de estos cálculos.
Como ejemplo de energía de amarre, consideremos el deuterio cuya masa medida es 2.014102 u.a.m.
Por separado, el protón, el neutrón y el electrón totalizan 2.016491 u.a.m. Esto significa que para
separarlos haría falta proporcionarles 0.002389 u.a.m., o bien 2.23 MeV. Por esta razón se dice que la
energía de amarre del deuterio es 2.23 MeV, y este isótopo es estable. Por otro lado, hay isótopos a los
que les sobra masa, y por lo tanto pueden romperse en distintas formas y todavía los fragmentos
resultan con gran energía cinética.
La fuerza nuclear que actúa en estos procesos es una fuerza de atracción entre pares de nucleones
(protón-protón, neutrón-neutrón y neutrón-protón). Asimismo, es independiente de las otras fuerzas,
como la eléctrica y la gravitacional.
2.4.1
Principio de dualidad del electrón (ondapartícula). Postulado de Broglie.
En 1924 el físico francés Louis Victor de Broglie sugirió que era posible contemplar las
partículas elementales como si fuesen ondas. Utilizando la famosa ecuación de Einstein que
relaciona masa y energía y la ecuación de Planck que relaciona la energía de una radiación
con su frecuencia, de Broglie demostró que toda partícula actúa también como una onda de
cierta longitud.
En principio, esta conclusión puede ser extendida a cualquier cuerpo. Sin embargo, de la
expresión obtenida por de Broglie y las observaciones experimentales hechas se deduce
que cuanto más masiva es una partícula, más prominente es su comportamiento como tal, y
menor es la posibilidad de contemplar su aspecto de onda.
La dualidad onda-partícula tiene consecuencias importantes a nivel subatómico, pero
también sirve para explicar ciertos comportamientos experimentales de la luz y otras
radiaciones, como la difracción y los fenómenos de interferencia.
Se llama “principio de dualidad” a una serie de analogías y semejanzas que vamos a ver a continuación,
y que nos permitirán el cambio entre los circuitos de movilidad e impedancia:

Los lemas de Kirchoff de nudos y mallas son, en cuanto a su enunciado, prácticamente idénticos
si se sustituyen las palabras malla por nudo y corriente por tensión.

La asociación de resistencias en serie se realiza igual que la asociación de conductancias en
paralelo y viceversa. Lo mismo ocurre con la asociación de condensadores en serie o paralelo y
bobinas en paralelo o serie, respectivamente.

Las expresiones instantáneas de la variación de la tensión en bornas de un condensador © y la
corriente a través de una bobina (L) son idénticas si cambiamos capacidad © por autoinducción
(L) y corriente por tensión:

Los métodos de análisis por mallas y por nudos, son totalmente análogos en su aplicación si se
sustituye malla por nudo, generador de corriente por generador de tensión, tensión de malla por
corriente de nudo, etc.
Louis de Broglie, era un aristócrata francés que ganó el premio Nobel de Física de 1929 por una tesis
doctoral que elucidaba las propiedades ondulatorias de los orbitantes electrones. Se trató de un trabajo
que ayudó a resolver una antigua paradoja al mostrar que los electrones pueden ser descritos ya sea
como partículas o como ondas, según las circunstancias.
El punto de partida que tuvo de De Broglie para desarrollar su tesis fue la inquietante dualidad en el
comportamiento de la luz, que en ciertos fenómenos se manifiesta como onda, en otros como partícula.
Este desconcertante aspecto doble de la luz, estrechamente vinculado con la existencia misma de los
cuantos, le sugirió la pregunta de si no podía esperarse hallar una dualidad del mismo orden en los
movimientos del electrón, en el átomo regido por el cuanto.
Cuando de Broglie publicó sus ideas, en 1923, jamás –al menos hasta entonces– el electrón había
manifestado características ondulatorias análogas a las de la luz; no obstante, a pesar de ello, había dos
indicios que parecían apoyar, en los razonamientos de De Broglie, la idea de ese paralelismo. Hay una
analogía, conocida desde Jacobi y Hamilton, entre las trayectorias posibles de las partículas, concebida
según la dinámica clásica, y los rayos de propagación de ondas, estudiados por la geometría óptica. Y
esta profunda analogía se establece por intermedio de la «acción», es decir, precisamente por la
magnitud física cuyas dimensiones son las del cuanto de Planck. Parecía que en esta conexión había un
indicio de que el cuanto forma el vínculo, enigmático y oculto, entre los dos aspectos complementarios: la
naturaleza granular y ondulatoria de las partículas de la materia. Ese paralelismo fue el que motivó a de
Broglie a embrionar los inicios que dieron paso a la mecánica ondulatoria. Pero también había algo más
que influyó en ese embrionage. En efecto, las órbitas estables del electrón, en el átomo, están
caracterizadas por números enteros. Ahora bien, la intervención de números enteros es insólita en la
dinámica clásica de las partículas, mientras es intrínseca a la teoría de los fenómenos ondulatorios: un
motivo más que sugería admitir una estrecha conexión, ajena a la antigua mecánica newtoniana, entre
partículas y ondas, e hizo sospechar que al movimiento de las partículas subyace tal vez una
propagación ondulatoria.
En 1924, Luis de Broglie sugirió que así como para explicar el efecto fotoeléctrico fué necesario
considerar que la luz tenía, ademá de naturaleza ondulatoria, una naturaleza corpúscular al presentarse
en forma de fotones, en algunas circunstancias cualquier partícula material se podia tratar como si fuera
de naturaleza ondulatoria. De Broglie aplicó su teoría sobre el comportamiento ondulatorio de los
electrones al átomo de hidrógeno y creó un modelo en el cual las órbitas fueron remplazadas por ondas
estacionarias que se ajustaban exactamente a las circunferencias que había calculado Bohr.
En 1926, la teoría ondulatoria de la materia fué confirmada experimentalmente, pues un haz de
electrones fué difractado al atravesar una lámina muy delgada del material cristalino, como una hoja de
papel de aluminio.
2.4.2
Principio de incertidumbre de Heissenberg.
Principio enunciado en 1927 por el alemán Werner Heisenberg según el cual no puede ser conocida
con exactitud y simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de un electrón..
Este principio tiene su origen en la mecánica cuántica según la cual el mismo hecho de medir la velocidad
o la posición de un electrón implica una imprecisión en la medida
Por ejemplo, en el caso de que pudiéramos "ver" un electrón u otra partícula subatómica, para poder
medir la velocidad habría que iluminarlo. Pues bien, el fotón que ilumina a ese electrón modifica la
cantidad de movimiento del mismo. Por tanto, modificaría su velocidad original que es lo que queríamos
medir.
Principio de incertidumbre, en mecánica cuántica, principio que afirma que es imposible medir
simultáneamente de forma precisa la posición y el momento lineal de una partícula, por ejemplo, un
electrón. El principio, también conocido como principio de indeterminación, afirma igualmente que si se
determina con mayor precisión una de las cantidades se perderá precisión en la medida de la otra, y que
el producto de ambas incertidumbres nunca puede ser menor que la constante de Planck, llamada así en
honor del físico alemán Max Planck. La incertidumbre es muy pequeña, y resulta despreciable en
mecánica clásica. En cambio, en la mecánica cuántica las predicciones precisas de la mecánica clásica
se ven sustituidas por cálculos de probabilidades.
El principio de incertidumbre fue formulado en 1927 por el físico alemán Werner Heisenberg y tuvo una
gran importancia para el desarrollo de la mecánica cuántica. Las implicaciones filosóficas de la
indeterminación crearon una fuerte corriente de misticismo entre algunos científicos, que interpretaron
que el concepto derribaba la idea tradicional de causa y efecto. Otros, entre ellos Albert Einstein,
consideraban que la incertidumbre asociada a la observación no contradice la existencia de leyes que
gobiernen el comportamiento de las partículas, ni la capacidad de los científicos para descubrir dichas
leyes.
Un principio fundamental, base de la teoría atómica moderna, refleja la incertidumbre que hay en las
mediciones atómicas. En 1926, Werner Heissenberg expresó que es imposible conocer con precisión los
dos factores importantes que gobiernan el movimiento de un electrón, que son su posición y su velocidad.
Si se determina experimentalmente su posición exacta en cierto momento, su movimiento es perturbado
en tal grado, por el mismo experimento, que no será posible encontrarlo. Inversamente, al medir con
exactitud la velocidad de un electrón, la imagen de su posición queda borrada.
Debido al principio de incertidumbre, no es posible decir que los electrones estén en cierto punto en
determinado momento y que se mueven con cierta velocidad; solo puede hablarse de la probabilidad de
encontrar al electrón en cualquier volumen arbitrario alrededor del núcleo. Las órbitas de Bohr y las ondas
estacionarias de De Broglie, deben ser sustituidas por un modelo preciso: el electrón debe ser
considerado como una nube de carga negativa de densidad variable , que ocupa un lugar en el espacio
alrededor del núcleo. Dentro del espacio en el que puede encontrarse el electrón hay variaciones muy
grandes en las propiedades en las probabilidades, siendo mayores en algunos lugares, los que se
consideran de mayor densidad electrónica. Estos espacios en los que se mueve el electrón recibe el
nombre de órbitales, dentro de los cuales, el electrón tiene una cantidad específica de energía.
2.4.3
Ecuación de onda de Schodinger.
LA ECUACION DE ONDA DE SCHRÖDINGER
El desarrollo de la física cuántica a introducido nuevas formas de comprender los fenómenos que rodean
el comportamiento de las partículas elementales. Se ha visto que las ondas electromagnéticas poseen
cualidades de partículas energéticas, así como los electrones poseen propiedades de ondas, es decir, es
posible asignarles una frecuencia angular y una contante de movimiento determinada, pero además es
imposible establecer un punto exacto del espacio donde se encuentra la partícula. La fusión definitiva que
cuantifica estas ideas, a sido conseguida gracias a estudios científicos desarrollados por Erwin
Schrodinger, llamádola ecuación de onda, la cual incluye en comportamiento ondulatorio de las partículas
y la fusión de la probabilidad de su ubicación.
Es cierto que la búsqueda de la solución de esta ecuación es en el extremo complicada, pero para
situaciones reales es de gran utilidad para establecer un estudio matemático riguroso de modelos físicos.
POSTULADOS DE LA ECUACION DE ONDA DE SCHRODINGER
1. - Cada partícula del sistema físico se describe por medio de una onda plana descrita por una funcio
denotada por Y(x, y, z, t); esta función y sus derivadas parciales son continuas, finitas y de valores
simples.
2. - Las cantidades clásicas de la energía (E) y del momentum (P), se relacionan con operadores de la
mecánica cuántica definida de la siguiente manera.
3. - La probabilidad de encontrar una partícula con la función de onda en el espacio viene dada por:
Donde  *(x,
y, z, t) es la conjugada compleja de  (x, y, z, t) y se cumple que
 (x, y, z, t)  *(x, y, z, t) = |  (x, y, z, t)|².
DETERMINACIÓN DE LA ECUACION DE SCHRODINGER
La energía total de la partícula se expresa como:
E = Ep + Ec
donde Ep es la energía potencial y Ec es la energía cinética:
Utilizando los operadores cuánticos para Ep constante:
Multiplicando por la función de onda  (r, t) obtenemos la función de Schrödinger en el espacio r:
Para ampliar este resultado se emplea el operador de Laplace:
Obteniendo la Ecuación General de Schrödinger:
DETERMINACIÓN DE LA SOLUCIÓN:
Aplicando el artificio del producto A = B. C, se puede decir lo siguiente:
 (x,t) =  (x) f(t)
 (x) : Depende del espacio.
f(t): Depende del tiempo.
Por lo tanto:
agrupando los elementos que dependen del tiempo en el miembro de la izquierda de la igualdad y los que
dependen del espacio en el otro miembro se obtiene:
C0 = C0
Co es una constante independiente.
ECUACION DE SCHRÖDINGER DEPENDIENTE DEL ESPACIO
La solucion de esta ecuación diferencial es la siguiente:
ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER INDEPENDIENTE DEL TIEMPO
Co es energía, de acuerdo al resultado:
DETERMINACION DE LA ECUACION DE SCHRÖDINGER INDEPENDIENTE DEL TIEMPO
PARA UNA PARTÍCULA LIBRE
Una partícula libre es aquella que se encuentra en un medio donde no existen campos externos que
distorsionen el campo de materia de la partícula, por lo tanto su energía potencial es cero y su energía
total es de movimiento:
De la física cuántica se obtuvo el vector de onda o numero de onda K expresado de la siguiente manera:
Esta es la ecuación diferencial de onda plana
Ec » K2
La solución a la ecuación de Scrödinger independiente del tiempo es:
como  (r, t) =  (r) f(t), entonces:
Onda incidente + Onda plana reflejada
Esta es la solución general de la ecuación de Schrödinger.
LA PARTÍCULA EN EL POZO DE POTENCIAL UNIDIMENSIONAL
Partiendo de la ecuación de Schrödinger independiente del tiempo:
Con las condiciones:
X = 0  Ep =    (0) = 0
X = a  Ep =    (a) = 0
Ep = 0 en 0 < x < a pero  (x) es diferente de cero
Dentro de un Pozo de Potencial, la partícula se analiza como libre, entonces es válida la función de onda
plana:
DETERMINACIÓN DE LAS CONSTANTES A Y B
 (x) = A1 sen(d + Kx)
Siguiendo las condiciones de borde se obtiene lo siguiente:
X = 0  Ep =    (o) = 0
 (o) = 0 = A1sen ( d + K 0 )
0 = A1sen d, con A1  0  d = 0
X = a  Ep =  y  (a) = 0
 (a) = A1sen (Ka) = 0  Ka = n p
Por lo tanto la energía de la partícula dentro del pozo de potencial toma solo valores discretos, lo que
está de acuerdo con la física cuántica.
Con estos resultados, se obtiene para la función de onda plana la siguiente expresión:
f (x)= Es la amplitud de la probabilidad de encontrar una partícula con la función onda dentro del pozo de
potencial.
|f (x) |² es la densidad de esta probabilidad.
Como la partícula se encuentra dentro del pozo entonces la probabilidad de encontrarla ahí es del 100%
FUNCIÓN DE ONDA PLANA DE LA PARTÍCULA LIBRE EN EL POZO DE POTENCIAL
De acuerdo con el descubrimiento de De Broglie el movimiento del electrón está asociado a la
propagación de la onda. El electrón manifiesta, por tanto, una dualidad onda-partícula análoga, en cierto
modo, a la propuesta para las radiaciones luminosas, por Einstein.
Esto habría la posibilidad de describir el estado del electrón en el átomo, atendiendo a su carácter de
onda. Para ello, sería necesario disponer de una ecuación ondulatoria semejante a las de la óptica o la
acústica, pero de naturaleza cuántica, ya que habría de satisfacer las condiciones contenidas en la
siguiente ecuación (lambda= h/mv), en la que figura la constante h, de Planck
Schrödinger (1926), antes de haberse confirmado experimentalmente la naturaleza ondulatoria del
electrón, halló una ecuación de esas características. Se denomina, ecuación de Schrödinger:
Esta ecuación -en su forma más general- es punto de partida de la mecánica ondulatoria.
Es importante indicar que la ecuación de Schrödinger no se deduce de ninguna ley física , ni es
consecuencia directa de ningún experimento conocido. Se trata, en realidad de un postulado: su
justificación depende de que sus conclusiones estén de acuerdo con los datos experimentales.
Desde el punto de vista matemático es una ecuación diferencial en derivadas segundas parciales, de una
función , respecto a las coordenadas x, y, z, del espacio. es, por tanto , una función de las
coordenadas: (x, y, z). En la ecuacisn figura además, la masa del electrón, m, la constante de Planck, h,
y dos parámetros: E y V, que representan, respectivamente, la energía total y la energía potencial del
electrón en el átomo. .Puesto que la ecuación de Schrödinger es el punto de partida de la mecánica
ondulatoria
2.4.3.1
Significado físico de la función 2
El modelo de Bohr es un modelo unidimensional que utiliza un número cuántico (n) para describir la
distribución de electrones en el átomo. El modelo de Schrödinger permite que el electrón ocupe un
espacio tridimensional. Por lo tanto requiere tres números cuánticos para describir los orbitales en
los que se puede encontrar al electrón. La descripción del átomo mediante la mecánica ondulatoria
está basada en el cálculo de las soluciones de la ecuación de Schrödinger (Figura 1); está es una
ecuación diferencial que permite obtener los números cuánticos de los electrones.
En
esta
ecuación:
es la llamada función de onda. Contiene la información sobre la posición del electrón.
También se denomina orbital, por analogía con las órbitas de los modelos atómicos clásicos.
El cuadrado de la función de onda |
|2 es la llamada densidad de probabilidad relativa del
electrón y representa la probabilidad de encontrar al electrón en un punto del espacio (x, y, z).
E es el valor de la energía total del electrón.
V representa la energía potencial del electrón un punto (x, y, z). Por tanto, E-V es el valor de la
energía cinética cuando el electrón está en el punto (x, y, z).
La ecuación de Schrödinger no lleva implícito un significado físico de la función es decir, no existe una
interpretación física de dicha función, que pueda considerarse consecuencia necesaria de admitir la
ecuación. Se hace necesario, por ello, establecer un supuesto.
El supuesto establecido se funda, de una parte, en el carácter probabilístico de la teoría cuántica; y, de
otra, en ciertas analogías entre la ecuación de Schrödinger y las ecuaciones de la teoría ondulatoria de la
luz.
El desarrollo de la teoría cuántica puso de manifiesto la imposibilidad -inherente al método experimentalde conocer con exactitud los datos necesarios para describir el movimiento de una partícula. Existe
siempre un margen de incertidumbre que limita dicha descripción a términos de probabilidad. El carácter
probabilístico de la mecánica cuántica adquirió formulación precisa con el principio de indeterminación de
Heissenberg. Por consiguiente, los informes que pueda proporcionar la ecuación de Schrödinger, acerca
del movimiento del electrón, alrededor del núcleo, habrán de ser de carácter probabilístico.
2.4.3.2
Solución de la ecuación de onda y su
significado físico. Orbitales s, p, d, f.
Las soluciones, o funciones de onda,
, son funciones matemáticas que dependen de unas variables
que sólo pueden tomar valores enteros. Estas variables de las funciones de onda se denominan
números cuánticos: número cuántico principal, (n), angular (l) y número cuántico magnético (ml). Estos
números describen el tamaño, la forma y la orientación en el espacio de los orbitales en un átomo.
El número cuántico principal (n) describe el tamaño del orbital, por ejemplo: los orbitales para los cuales
n=2 son más grandes que aquellos para los cuales n=1. Puede tomar cualquier valor entero empezando
desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc.
El número cuántico del momento angular orbital (l) describe la forma del orbital atómico. Puede tomar
valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal). Por ejemplo si n=5,
los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3, 4. Siguiendo la antigua terminología de los espectroscopistas, se
designa a los orbitales atómicos en función del valor del número cuántico secundario, l, como:
l=0
orbital s (sharp)
l=1
orbital p (principal)
l=2
orbital d (diffuse)
l=3
orbital f (fundamental)
El número cuántico magnético (ml), determina la orientación espacial del orbital. Se denomina
magnético porque esta orientación espacial se acostumbra a definir en relación a un campo magnético
externo. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=2, los valores posibles para m
son: ml=-2, -1, 0, 1, 2.
El número cuántico de espín (s), sólo puede tomar dos valores: +1/2 y -1/2.
Capas y Subcapas principales
Todos los orbitales con el mismo valor del número cuántico principal, n, se encuentran en la misma capa
electrónica principal o nivel principal, y todos los orbitales con los mismos valores de n y l están en la
misma subcapa o subnivel.
El número de subcapas en una capa principal es igual al número cuántico principal, esto es, hay una
subcapa en la capa principal con n=1, dos subcapas en la capa principal con n=2, y así sucesivamente.
El nombre dado a una subcapa, independientemente de la capa principal en la que se encuentre, esta
determinado por el número cuántico l, de manera que como se ha indicado anteriormente: l=0 (subcapa
s), l=1 (subcapa p), l=2 (subcapa d) y l=3 (subcapa f).
El número de orbitales en una subcapa es igual al número de valores permitidos de m l para un valor
particular de l, por lo que el número de orbitales en una subcapa es 2l+1. Los nombres de los orbitales
son los mismos que los de las subcapas en las que aparecen.
orbitales s
orbitales p
orbitales d
orbitales f
l=0
l=1
l=2
l=3
ml=0
ml=-1, 0, +1
ml=-2, -1, 0, +1, +2
ml=-3, -2, -1, 0, +1, +2,
+3
un orbital s
en una subcapa s
tres orbitales p
en una subcapa p
cinco orbitales d
en una subcapa d
siete orbitales f
en una subcapa f
Forma y tamaños de los orbitales
La imagen de los orbitales empleada habitualmente por los químicos consiste en una representación del
orbital mediante superficies límite que engloban una zona del espacio donde la probabilidad de encontrar
al electrón es del 99%. La extensión de estas zonas depende básicamente del número cuántico principal,
n, mientras que su forma viene determinada por el número cuántico secundario, l.
Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número
cuántico principal, asi un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s.
Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje.
La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0 y
m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z.
Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que
corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2)
Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que
corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).
Una vez descritos los cuatro número cuánticos, podemos utilizarlos para describir la estructura
electrónica del átomo de hidrógeno:
El electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental se encuentra en el nivel de energía más
bajo, es decir, n=1, y dado que la primera capa principal contiene sólo un orbital s, el número cuántico
orbital es l=0. El único valor posible para el número cuántico magnético es ml=0. Cualquiera de los dos
estados de spin son posibles para el electrón. Así podríamos decir que el electrón de un átomo de
hidrógeno en el estado fundamental está en el orbital 1s, o que es un electrón 1s, y se representa
mediante la notación:
1s1
en donde el superíndice 1 indica un electrón en el orbital 1s. Ambos estados de espín están permitidos,
pero no designamos el estado de espín en esta notación.
2.5
Teoría cuántica y configuración electrónica.
2.5.1
Niveles de energía de los orbitales.
Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se distribuyen sus
electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas. Muchas de las
propiedades físicas y químicas de los elementos pueden relacionarse con las configuraciones
electrónicas.
Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas: energía de los orbitales, principio de
exclusión de Pauli y regla de Hund.
1. Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo. El orden
exacto de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente, principalmente mediante
estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las
configuraciones electrónicas a los elementos. El orden de llenado de orbitales es:
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
Para recordar este orden más facilmente se puede utilizar el diagrama siguiente:
Empezando por la línea superior, sigue las flechas y el orden obtenido es el mismo que en la serie
anterior. Debido al límite de dos electrones por orbital, la capacidad de una subcapa de electrones
puede obtenerse tomando el doble del número de orbitales en la subcapa. Así, la subcapa s
consiste en un orbital con una capacidad de dos electrones; la subcapa p consiste en tres orbitales
con una capacidad total de seis electrones; la subcapa d consiste en cinco orbitales con una
capacidad total de diez electrones; la subcapa f consiste en siete orbitales con una capacidad total
de catorce electrones.
En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor energía;
cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado fundamental. Si el átomo
recibe energía, alguno de sus electrones más externos pueden saltar a orbitales de mayor energía,
pasando el átomo a un estado excitado
2.5.2
Principio de exclusión de Pauli.
( Físico austriaco Wolfgang Pauli )
Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener iguales sus 4 números cuánticos, es decir, no
pueden estar en el mismo estado de energía.
Ej. He2
nlms
e- a 1 0 0 +1/2
e- b 1 0 0 -1/2
Los experimentos con los espectros de emisión de los átomos de sodio e hidrógeno indican que las
líneas del espectro se pueden separar por la aplicación de un campo magnético externo obteniéndose
para cada línea dos muy próximas. Este efecto duplica los niveles de energía que se le suponen al
átomo.
Se considero entonces que los electrones actúan como pequeños imanes en un campo magnético debido
a que giran sobre su propio eje. Ya que un electrón puede girar en dos sentidos (como las agujas del reloj
ó en el sentido contrario a las agujas del reloj), se introdujo un cuarto número cuántico, conocido como
número cuántico de espín electrónico, ms, que toma dos valores: +
ó-
.
Uhlenbeck y Goudsmit en 1924 aportaron pruebas concluyentes del espín electrónico mediante un
experimento en el que lo electrones de átomos gaseosos se desdoblaban en dos sentidos opuestos al
ser desviados por la interacción con un campo magnético.
El principio de exclusión de Pauli establece que dos electrones en un átomo no pueden tener los
mismos cuatro números cuánticos (n, l, ml y ms)
Como en un orbital atómico los valores de n, l y m están fijados sólo podrán contener electrones que
difieran en el valor de ms. Ya que el número cuántico de espín sólo puede tomar dos valores (+1/2 y-1/2)
, un orbital atómico podrá estar ocupado como mucho por dos electrones que tengan valores de
ms opuestos.
En 1925, el físico cuántico Wolfgang Pauli descubrió el «principío de exclusíón», según el cual los
electrones (que son pequeñas partículas cargadas eléctricamente que pululan alrededor del núcleo
atómico) no pueden solaparse uno sobre otro, se excluyen mutuamente, y si se intenta presionar a dos
electrones en la misma órbita para que se unan, se repelen. Esta fuerza de repulsión no se debe al hecho
de que las cargas eléctricas correspondientes de los electrones se repelan, sino que se trata de una
fuerza de repulsión completamente nueva, mucho más fuerte que la electromagnética. Esta nueva fuerza,
llamada «fuerza de intercambio» sólo puede comprenderse basándose en la teoría cuántica y no existe
nada análogo a ella en la física clásica. Su existencia al nivel atómico es lo que impide que se colapsen
las nubes electrónicas que rodean los núcleos atómicos.
Si imaginamos un gas de electrones e imaginamos luego que aplicamos una presión sobre dicho gas, la
fuerza de intercambio repelente entre los electrones individuales creará una «presión de Fermi» opuesta
que, en principio, no resistirá a la aplicada. Hay que presionar intensamente un gas para percibir esta
presión de resistencia de Fermi. Sólo actúa cuando los electrones se acercan tanto que sus ondas
asociadas comienzan a solaparse. Uno de los ejemplos sobre esas condiciones se da en el interior de las
estrellas.
En física cuántica, el principio de exclusión de Pauli es,
para los científicos de la especialidad, una regla que
establece que dos partículas en el mismo estado (idéntico
espín, carga de color, momento angular, etc.) no pueden
existir en el mismo lugar y al mismo tiempo.
Aplicando esta regla, los físicos han logrado una
importante distinción en la categoría de las partículas:
partículas que están sujetas a la exclusión de Pauli – los
fermiones– y partículas que no sometidas a ello –los
bosones–.
En física cuántica, la carga de
colores de las partículas no tiene
relación con los colores de la luz
visible.
Se trata de un simple medio de
convertibilidad.
En resumen, se trata de un principio que establece que dos partículas similares no pueden existir en el
mismo estado, es decir, que no pueden tener ambas la misma posición y la misma velocidad, dentro de
los límites fijados por el principio de incertidumbre.
Por otra parte, a través del principio de exclusión se puede explicar por qué las partículas materiales no
colapsan en un estado de casi extrema densidad, bajo la influencia de las fuerzas producidas por las
partículas de espín 1, 1½ y 2 : si las partículas materiales están casi en la misma posición, deben tener
entonces velocidades diferentes, lo que significa que no estarán en la misma posición durante mucho
tiempo.
2.5.3
Principio de Aufbau o de construcción.
Debido a que los niveles dentro del átomo difieren en energía los electrones en los átomos
polielectrónicos se distribuyen de acuerdo a la energía de cada orbital. De tal manera que los e- ocupen
primero los orbitales de menor energía. Estas energías de los orbitales llevan la siguiente secuencia:
4f 5f
3d 4d 5d 6d
2p 3p 4p 5p 6p 7p
1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s

Principio de relleno o Aufbau. Los electrones entran en el átomo en los distintos orbitales de
energía ocupando primero los de menor energía.
Para saber el orden de energía de los orbitales se usa el diagrama de
Mouller.
O Bien se sigue esta regla: "Los orbitales menos energéticos son los de
menor valor de n+l. Si los orbitales tienen el mismo valor de n+l, tandrá
menos energía los de menor valor de n".
De acuerdo con estas reglas el orden es el siguiente:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s
Sin embargo, este orden teórico presenta algunas excepciones. Por ejemplo, en las
configuraciones de los lantánidos, aunque en teoría los orbitales 4f son más energéticos que los
5d, en realidad el átomo coloca primero un electrón en el 5d que entonces se vuelve más
energético, y empieza a rellenar los 4f.

En cada orbital sólo caben 2 electrones. Por tanto, la capacidad de los distintos subniveles son:
Subnivel
Nº de orbitales
s
1
Electrones por
orbital
Número de
electrones
*
2
2
*
2
6
*
2
10
*
2
14
(l=0)
p
3
(l=-1,0,+1)
d
5
(l=-2+1,0,1,2)
f
7
(l=-3,-2,-1,0,1,2,3)
El número de electrones que caben en cada sunivel se puede tambien facilmente mediante la
fórmula 2(2l+1) y el de cada nivel mediante la fórmula 2n2.
Para escribir las configuraciones electrónicas utilizaremos el principio aufbau. Aufbau es una palabra
alemana que significa "construcción progresiva"; utilizaremos este método para asignar las
configuraciones electrónicas a los elementos por orden de su número atómico creciente. Veamos por
ejemplo como sería la configuración electrónica para Z=11-18, es decir, desde Na hasta el Ar:
Cada uno de estos elementos tiene las subcapas 1s, 2s y 2p llenas. Como la configuración 1s 22s22p6
corresponde a la del neón, la denominamos "configuración interna del neón" y la representamos con el
símbolo químico del neón entre corchetes, es decir, [Ne]. Los electrones que se situan en la capa
electrónica del número cuántico principal más alto, los más exteriores, se denominan electrones de
valencia. La configuración electrónica del Na se escribe en la forma denominada "configuración
electrónica abreviada interna del gas noble" de la siguiente manera:
Na: [Ne]3s1 (consta de [Ne] para la configuración interna del gas noble y 3s 1 para la configuración del
electrón de valencia.
de manera análoga, podemos escribir la configuración electrónica para Mg, Al, Si, P....
Mg: [Ne]3s2
Al: [Ne]3s23p1
Si: [Ne]3s23p2
P: [Ne]3s23p3
S: [Ne]3s23p4
Cl: [Ne]3s23p5
Ar: [Ne]3s23p6
2.5.4
Principio de máxima multiplicidad de Hund.
Este principio indica cómo distribuir a los e- en los orbitales p. d. f ( tienen la misma energía ).
1º Los electrones tienden hasta donde sea posible a ocupar el máximo número de orbitales vacíos, de
uno en uno y con spin del mismo signo.
2º Cuando los electrones han ocupado los orbitales vacíos de uno en uno, entonces completan pares, y
lo hacen con spin de signo opuesto.

Principio de Hund o de máxima multiplicidad. Un segundo electrón no entra en un orbital que
esté ocupado por otro mientras que haya otro orbital desocupado de la misma energía (o sea, igual los
valores de n y l)
1s
2s
2p
H
1
1
He
2
2
Li
3
2
1
Be
4
2
2
B
5
2
2
1
C
6
2
2
2
N
7
2
2
3
O
8
2
2
4
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
6f
7s
F
9
2
2
5
Ne
10
2
2
6
Na
11
2
2
6
1
Mg
12
2
2
6
2
Al
13
2
2
6
2
1
Si
14
2
2
6
2
2
P
15
2
2
6
2
3
S
16
2
2
6
2
4
Cl
17
2
2
6
2
5
Ar
18
2
2
6
2
6
K
19
2
2
6
2
6
1
Ca
20
2
2
6
2
6
2
Sc
21
2
2
6
2
6
1
2
Ti
22
2
2
6
2
6
2
2
V
23
2
2
6
2
6
3
2
Cr
24
2
2
6
2
6
5
1
Mn
25
2
2
6
2
6
5
2
Fe
26
2
2
6
2
6
6
2
Co
27
2
2
6
2
6
7
2
Ni
28
2
2
6
2
6
8
2
Cu
29
2
2
6
2
6
10
1
Zn
30
2
2
6
2
6
10
2
Ga
31
2
2
6
2
6
10
2
1
Ge
32
2
2
6
2
6
10
2
2
As
33
2
2
6
2
6
10
2
3
Se
34
2
2
6
2
6
10
2
4
Br
35
2
2
6
2
6
10
2
5
Kr
36
2
2
6
2
6
10
2
6
Rb
37
2
2
6
2
6
10
2
6
1
Sr
38
2
2
6
2
6
10
2
6
2
Y
39
2
2
6
2
6
10
2
6
1
2
Zr
40
2
2
6
2
6
10
2
6
2
2
Nb
41
2
2
6
2
6
10
2
6
4
1
Mo
42
2
2
6
2
6
10
2
6
5
1
Tc
43
2
2
6
2
6
10
2
6
6
1
Ru
44
2
2
6
2
6
10
2
6
7
1
Rh
45
2
2
6
2
6
10
2
6
8
1
Pd
46
2
2
6
2
6
10
2
6
10
Ag
47
2
2
6
2
6
10
2
6
10
1
Cd
48
2
2
6
2
6
10
2
6
10
2
In
49
2
2
6
2
6
10
2
6
10
2
1
Sn
50
2
2
6
2
6
10
2
6
10
2
2
Sb
51
2
2
6
2
6
10
2
6
10
2
3
Te
52
2
2
6
2
6
10
2
6
10
2
4
I
53
2
2
6
2
6
10
2
6
10
2
5
Xe
54
2
2
6
2
6
10
2
6
10
2
6
Cs
55
2
2
6
2
6
10
2
6
10
2
6
1
Ba
56
2
2
6
2
6
10
2
6
10
2
6
2
La
57
2
2
6
2
6
10
2
6
10
2
6
Ce
58
2
2
6
2
6
10
2
6
10
2
2
6
2
Pr
59
2
2
6
2
6
10
2
6
10
3
2
6
2
Nd
60
2
2
6
2
6
10
2
6
10
4
2
6
2
Pm
61
2
2
6
2
6
10
2
6
10
5
2
6
2
Sm
62
2
2
6
2
6
10
2
6
10
6
2
6
2
Eu
63
2
2
6
2
6
10
2
6
10
7
2
6
2
Gd
64
2
2
6
2
6
10
2
6
10
7
2
6
Tb
65
2
2
6
2
6
10
2
6
10
9
2
6
2
Dy
66
2
2
6
2
6
10
2
6
10
10
2
6
2
1
1
2
2
Ho
67
2
2
6
2
6
10
2
6
10
11
2
6
2
Er
68
2
2
6
2
6
10
2
6
10
12
2
6
2
Tm
69
2
2
6
2
6
10
2
6
10
13
2
6
2
Yb
70
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
2
Lu
71
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
1
2
Hf
72
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
2
2
Ta
73
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
3
2
W
74
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
4
2
Re
75
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
5
2
Os
76
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
6
2
Ir
77
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
7
2
Pt
78
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
9
1
Au
79
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
1
Hg
80
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
Tl
81
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
1
Pb
82
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
2
Bi
83
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
3
Po
84
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
4
At
85
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
5
Rn
86
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
6
Fr
87
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
6
1
Ra
88
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
6
2
Ac
89
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
6
1
2
Th
90
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
6
2
2
Pa
91
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
2
6
1
2
U
92
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
3
2
6
1
2
Np
93
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
4
2
6
1
2
Pu
94
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
5
2
6
1
2
Am
95
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
6
2
6
1
2
Cm
96
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
7
2
6
1
2
Bk
97
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
8
2
6
1
2
Cf
98
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
9
2
6
1
2
Es
99
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
10
2
6
1
2
Fm 100
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
11
2
6
1
2
Md 101
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
12
2
6
1
2
No
102
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
13
2
6
1
2
Lr
103
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
14
2
6
1
2
Los electrones se distribuyen en los orbitales de tal manera que resulta el mayor número de
electrones no apareados; es decir, en los orbitales del mismo tipo, primero se llenarán todos con
un solo electrón, y después entrarán los siguientes electrones con spin contrario.
Configuración electrónica 9x 1S2 2p5
Diagrama de orbitales
1S
2S
Electrón Diferencial.
Es el último electrón de la configuración electrónica, el cual diferencia a un elemento del
elemento precedente.
2.5.5
Configuración electrónica de los elementos.
Se entiende por configuración electrónica la distribución más estable, y por tanto, más probable de los
electrones en torno al núcleo.
1º El número atómico de un elemento indica el número de electrones.
2º Debe tomarse en cuenta el número de electrones que acepta como máximo cada nivel de energía y
cada subnivel y recodar que por orbital se acepta como máximo 2e-.
3º Para indicar el lugar de localización de los electrones se utiliza la siguiente nomenclatura. Ej. número
de nivel 1s2 número de esubnivel
4º Para la distribución se sigue el principio de Auf Bau.
5º Debe tomarse en cuenta el principio de exclusión de Pauli.
6º Se considera la regla de Hund.
7º La distribución electrónica puede realizarse en:
a) Estado basal
b) Estado excitado
2.6
Aplicaciones del tema en Ingeniería.
2.6.1
Foto multiplicadores por fibra óptica (aplicación
en opto electrónica).
Principio de funcionamiento
Dentro de un fotomultiplicador los elementos esenciales son los siguientes:
El fotocátodo, encargado de convertir el flujo luminoso en un flujo de electrones. Estos electrones
producidos por efecto fotoeléctrico se conocen por fotoelectrones para remarcar su origen
fotoeléctrico, en oposición a los otros electrones que se originan por emisión secundaria en los
dínodos.
El sistema de focalización, encargado de acelerar y dirigir los fotoelectrones hacia la cadena de
amplificación.
La cadena de amplificación, consistente en una serie de electrodos de emisión secundaria que
reciben el nombre de dínodos.
El ánodo, que finalmente recoge el flujo de electrones al final de la etapa de amplificación y
produce la señal eléctrica de salida.
En la figura 2.1 puede verse un esquema de los componentes más importantes de un fotomultiplicador.
Figura 2.1: Esquema de un fotomultiplicador. El dibujo está basado en el primer fotomultiplicador rápido
fabricado por Philips en 1956.
El funcionamiento del fotomultiplicador se basa en dos mecanismos fundamentales: el efecto
fotoeléctrico, que tiene lugar en el fotocátodo del fotomultiplicador y la emisión secundaria que tiene lugar
en la cadena de dínodos. Un fotón incidente se convierte, por efecto fotoeléctrico en el fotocátodo, en un
electrón. El electrón es focalizado mediante un campo eléctrico hacia el sistema de amplificación formado
por varios dínodos. La cadena de dínodos se encargan de amplificar el número de electrones en
sucesivas etapas mediante el mecanismo de emisión secundaria. La amplificación que se puede
conseguir depende del tipo de fotomultiplicador y puede superar factores de
en algunos casos. El
sistema de focalización es un sistema de electrodos que realiza el acoplamiento entre el fotocátodo y la
cadena de dínodos. Se encarga de focalizar y acelerar los fotoelectrones hasta el sistema de
amplificación. Por su parte, el ánodo recoge la carga acumulada al final de la cadena de amplificación
para extraerla del fotomultiplicador como una señal eléctrica.
2.6.2
¿Cómo se transforman los códigos digitales a
imágenes?.
Unidad 3. Los elementos químicos,
clasificación periódica. Propiedades
atómicas e impacto económico y
ambiental
3.1 Características de la clasificación periódica moderna de
los elementos.
Los elementos se clasifican en 2 grandes grupos:
Metales
No metales.
La línea en forma de escalera los divide, a la izquierda son metales y a la derecha son no metales.
Los elementos que se encuentran exactamente en la escalera se conocen como metaloides por
comportarse a veces como metales y a veces como no metales y son:
Al = aluminio
Si = silicio
Ga = galio
Ge = germanio
As = arsénico
In = indio
Sn = estaño
Sb = antimonio
Te = telurio
Tl = talio
Pb = plomo
Bi = bismuto
Po = polonio
La mayoría de los elementos son sólidos a temperatura ambiente, pero los hay también líquidos y gases.
Los elementos en estado líquido a temperatura ambiente son:
Cs = cesio Fr = francio Ga = galio Hg = mercurio Br = bromo
En forma gaseosa a temperatura ambiente existen los siguientes:
H = hidrógeno He = helio Ne = neón Ar = argón Kr = kriptón Xe = xenón Rn = radón O = oxígeno N=
nitrógeno F = flúor Cl = cloro
Los hay también radiactivos como el Ra = radio y sintéticos como todos los que se encuentran después
del U = uranio.
Se han hechos diversas modificaciones a la tabla periódica desde los tiempos de Mendeleev. Entre las
más importantes debe de mencionarse la ordenación de los elementos de acuerdo con el incremento del
número atómico, en lugar del peso atómico y la estructuración de conjuntos de elementos (bloques)
relacionados con las configuraciones electrónicas y en el modelo cuántica del átomo.
Por lo general, la tabla periódica cuántica incluye: símbolo del elemento, número atómico, masa atómica,
valores de los números cuánticos (n, l. m y s), clase, período, familia, número de electrones en los
subniveles y los orbitales que contienen uno o dos electrones.
Estructura
En la tabla cuántica los elementos se clasifican en orden creciente de sus números atómicos y en función
de sus configuraciones electrónicas.
Los elementos se encuentran agrupados en cuatro clases según la posición de su electrón diferencial: el
bloque s, el p, el d y el f, que contienen elementos con electrón diferencial localizado en orbital s, p, d o f,
respectivamente. La clase se indica en la parte inferior de los conjuntos.
Los elementos se encuentran también en en tres tipos que se indican en la parte inferior de las clases:
Elementos representativos. Aquéllos con electrón diferencial en orbital de subnivel s o p.
Elementos de transición con electrón diferencial en orbital de subnivel d.
Elementos tierras raras o lantánidos o actínidos con electrón diferencial en f.
La tabla periódica cuántica está integrada por ocho períodos, cuyo valor se indica en la columna de la
extrema izquierda de la tabla.
Período
Número de elementos
1o
2
2o
2
3o
8
4o
8
5o
18
6o
18
7o
32
8o
Está incompleto pero
Cuando se llena tendrá 32
Período es un conjunto de elementos que tienen el mismo valor de la suma n + 1 (ene + ele = contenido
de energía), para su último electrón (electrón diferencial).
Por ejemplo, el período 4o está integrado por los elementos Al, Si, P, S, Cl, Ar, K y Ca, todos ellos tienen
el mismo valor de la suma n + 1 para su electrón diferencial, que en este caso es igual a cuatro.
Elemento
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Electrón diferencial 3p
3p
3p
3p
3p
3p
4s
4s
En n + 1
3+1
3+1
3+1
3+1
3+1
3+1
4+0
4+0
Suma
4
4
4
4
4
4
4
4
La clasificación periódica cuántica consta de 32 familias cuyo valor aparece en la parte inferior de las
columnas. Existen 32 familias debido a que hay dos electrones en s, seis en p, diez en d y catorce en f.
Familia es un conjunto de elementos que tienen el mismo número de electrones en el nivel donde se
encuentra colocado en electrón diferencial.
3.2 Propiedades atómica y su variación periódica.
3.2.1
Carga nuclear efectiva.
La carga nuclear efectiva, (Zeff) es igual al número de protones en el núcleo(Z ó número atómico) menos
el promedio de electrones entre el electrón en cuestión y el núcleo (S) :
Carga nuclear efectiva: los electrones que se encuentran más cercanos al núcleo ejercen un efecto
de apantallamiento de la carga positiva del núcleo; por esta causa, los electrones más externos
son atraídos por el núcleo con una fuerza menor, la carga neta que afecta a un electrón se
denomina carga nuclear efectiva o Z el.
La carga nuclear efectiva, es la fuerza con la cual el núcleo positivo atrae a los electrones de la capa de
valencia. Está en función inversa a la distancia de los electrones y en razón directa al número de
protones. Por lo tanto, a mayor radio atómico menor carga nuclear, y a menor radio atómico mayor
atracción:
Para los elementos de un grupo de la tabla, la carga nuclear disminuye de arriba hacia abajo y aumenta a
largo de un período de izquierda a derecha.
3.2.2
Tamaño atómico.
El tamaño del átomo
La curiosidad acerca del tamaño y masa del átomo atrajo a cientos de científicos durante un largo periodo
en el que la falta de instrumentos y técnicas apropiadas impidió lograr respuestas satisfactorias.
Posteriormente se diseñaron numerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y peso de
los diferentes átomos. El átomo más ligero, el de hidrógeno, tiene un diámetro de aproximadamente 1010 m (0,0000000001 m) y una masa alrededor de 1,7 × 10-27 kg. (la fracción de un kilogramo
representada por 17 precedido de 26 ceros y una coma decimal). Un átomo es tan pequeño que una sola
gota de agua contiene más de mil trillones de átomos.
Tamaño Atómico.
Con frecuencia pensamos que los átomos son objetos esféricos con límites bien definidos. Sin
embargo, una conclusión que podemos obtener de la mecánica cuántica, es que el átomo no tiene
límites claramente definidos que determinen su tamaño.
La forma en el que un átomo reacciona químicamente depende de muchos factores, entre los que
podemos mencionar la carga nuclear, el tamaño efectivo del átomo, la configuración electrónica,
etc.
La carga nuclear de un átomo aumenta al aumentar el número atómico, debido a que el número
de protones se incrementa; sin embargo, los electrones de valencia se encuentran protegidos de la
acción del núcleo por los electrones de los niveles interiores que se encuentran más cerca de este.
La carga nuclear efectiva que siente un electrón exterior (electrón de valencia) es la parte de la
carga del núcleo que influye sobre él. La carga nuclear efectiva no es igual a la carga núcleo,
porque los electrones de los niveles interiores contrarrestan (efecto pantalla) o protegen parte de
la carga del núcleo.
En 1870, Lothar Meyer fue el primero en observar la variación periódica del tamaño de los
átomos y calculó el volumen atómico de los elementos dividiendo el peso atómico entre la
densidad. El volumen atómico calculado de esta manera es únicamente una indicación cualitativa
del tamaño del átomo, porque la densidad de un elemento depende de su temperatura y su
estructura cristalina. Aquellos elementos que presentan diferentes formas cristalinas alotrópicas
tendrán, evidentemente, más de un volumen átomico. Sin embargo, el tamaño atómico es un
concepto muy útil que nos puede ayudar a comprender el comportamiento químico de los
elementos
3.2.3
Energía de ionización.
Es la cantidad de energía que se requiere para extraer ó quitar un electrón externo de un átomo neutro.
Los metales alcalinos son los de menor energía de ionización.
Los gases nobles son los de mayor energía de ionización.
Energía de ionización, cantidad de energía que se necesita para separar el electrón menos
fuertemente unido de un átomo neutro gaseoso en su estado fundamental (estado
energético más bajo). La entidad en que se transforma el átomo al perder un electrón es un
ion gaseoso monopositivo.
Esta definición corresponde a la primera energía de ionización. Se denomina segunda
energía de ionización a la que se necesita para extraer de un ion gaseoso monopositivo el
electrón menos fuertemente unido. Las sucesivas energías de ionización se definen de
manera semejante.
Estas energías se determinan por interpretación de los espectros de emisión o de absorción,
y a través de experiencias directas en las que se mide la variación de energía que tiene
lugar en el proceso:
M(g) ? M+(g) + edonde M representa un átomo de cualquier elemento.
Las energías de ionización varían de la misma forma a lo largo de cada periodo y de cada
grupo de la tabla periódica. Dentro de cada periodo, los metales alcalinos tienen la mínima
energía de ionización, y los gases nobles la máxima. Dentro de cada grupo, la energía de
ionización disminuye a medida que aumenta el tamaño de los átomos, es decir, al descender
en el grupo.
La energía, o potencial de ionización es la energía necesaria para separar un electrón del átomo.
El potencial de ionización decrece al descender a lo largo de la tabla periódica y aumentan hacia la
izquierda, es decir, muestra la tendencia contraria al radio atómico, dado que en los átomos pequeños, la
atracción es grande, al igual que la energía necesaria para extraer un electrón.
El primer potencial de ionización es el correspondiente al electrón más externo, que por estar más alejado
del núcleo será el que sienta una atracción eléctrica menor. Extrayendo más electrones, se obtendrán
sucesivamente los potenciales de ionización 2º, 3º, etc., por ejemplo, en el caso del aluminio:
Al → Al+ + e- ΔE1 = 577,5 kJ/mol
Al+ → Al2+ + e- ΔE2 = 1816,7 kJ/mol
Al2+ → Al3+ + e- ΔE3 = 2744,8 kJ/mol
Al3+ → Al4+ + e- ΔE4 = 11,600 kJ/mol
Los potenciales sucesivos van siendo cada vez mayores dado que los sucesivos electrones están más
próximos al núcleo y disminuye la repulsión mutua de los electrones al ser menor su número, lo que
incrementa la atracción del núcleo y dificulta en consecuencia las ionizaciones sucesivas. Este
comportamiento hace que los elementos químicos presenten estados de oxidación característicos; así el
aluminio se presentará con un estado de oxidación +1, +2 ó +3, dado que la extracción del cuarto
electrón requiere una aportación de energía sensiblemente mayor.
La energía de ionización, también llamada potencial de ionización, es la energía que requiere un
átomo gaseoso en estado basal para perder totalmente un electrón.
La energía de ionización aumenta para los elementos de un período de izquierda a derecha y
disminuye para los elementos de un grupo de arriba hacia abajo. Lo anterior se origina por
interrelación entre el efecto patalla, el tamaño del átomo y la carga del núcleo:
Variación del potencial de ionización en grupos y períodos de la tabla periodica
3.2.4
Afinidad electrónica.
Es la energía liberada por un átomo neutro cuando un electrón se adiciona a su nivel externo.
Los no metales tiene mayor afinidad electrónica y los metales tienen baja afinidad electrónica.
Afinidad electrónica, cantidad de energía que se libera cuando un átomo neutro gaseoso en
su estado energético más bajo (estado fundamental) capta un electrón y se transforma en
un ion negativo también gaseoso.
La adición de un electrón a la capa de valencia de un átomo gaseoso en su estado
fundamental es un proceso en el que se desprende energía. La afinidad electrónica o
electroafinidad de un átomo es una medida de esta energía.
En general, la afinidad electrónica disminuye al aumentar el radio atómico. Los halógenos
son los elementos químicos con afinidades electrónicas más elevadas.
La adición de un segundo electrón a un ion mononegativo debe vencer la repulsión
electrostática de éste y requiere un suministro de energía.
A diferencia de la energía de ionización, que se puede determinar directamente, la afinidad
electrónica se calcula casi siempre por vía indirecta.
La afinidad electrónica es la cantidad de energía absorbida por un átomo aislado en fase gaseosa para
formar un ión con una carga eléctrica de -1. Si la energía no es absorbida, sino liberada en el proceso, la
afinidad electrónica tendrá, en consecuencia, valor negativo tal y como sucede para la mayoría de los
elementos químicos; en la medida en que la tendencia a adquirir electrones adicionales sea mayor, tanto
más negativa será la afinidad electrónica. De este modo, el flúor es el elemento que con mayor facilidad
adquiere un electrón adicional, mientras que el mercurio es el que menos.
Aunque la afinidad electrónica parece variar de forma caótica y desordenada a lo largo de la tabla
periódica, se pueden apreciar patrones. Los no metales tienen afinidades electrónicas más bajas que los
metales, exceptuando los gases nobles que presentan valores positivos por su estabilidad química, ya
que la afinidad electrónica está influida por la regla del octeto.
Los elementos del grupo 1, tienden a ganar un electrón y formar aniones -1, completando el subnivel s,
mientras que los elementos del grupo 2, que ya lo tienen completo, no presentan esa tendencia.
Análogamente sucede en el bloque p, donde las afinidades electrónicas se van haciendo más negativas a
medida que nos acercamos a los gases nobles.
Grupo 1
Periodo
H
1
-73
Li
2
-60
Na
3
-53
K
4
-48
Rb
5
-47
Cs
6
-45
Fr
7
-44
2
3
4
5
Be
19
Mg
19
Ca Sc Ti V
10 -18 -8 -51
Sr Y Zr Nb
-30 -41 -86
Ba Lu Hf Ta
-31
Ra Lr Rf Db
6
Cr
-64
Mo
-72
W
-79
Sg
7
8
Mn Fe
-16
Tc Ru
-53 -101
Re Os
-14 -106
Bh Hs
9
Co
-64
Rh
-110
Ir
-151
Mt
10
Ni
-112
Pd
-54
Pt
-205
Ds
11
Cu
-118
Ag
-126
Au
-223
Uuu
12 13 14
Zn
47
Cd
32
Hg
61
Uub
B
-27
Al
-43
Ga
-29
In
-29
Tl
-20
Uut
C
-122
Si
-134
Ge
-116
Sn
-116
Pb
-35
Uuq
15
N
7
P
-72
As
-78
Sb
-103
Bi
-91
Uup
16
O
-141
S
-200
Se
-195
Te
-190
Po
-183
Uuh
17
18
F
-328
Cl
-239
Br
-325
I
-295
At
-270
Uus
He
21
Ne
29
Ar
35
Kr
39
Xe
41
Rn
41
Uuo
Tabla periódica de afinidades electrónicas, en kJ/mol
L a afinidad electrónica es la cantidad de energía que se desprende o absorbe por la adición de un
electrón al átomo neutro gaseoso de un elemento, para producir un ión negativo.
En general, la afinidad electrónica es mayor para los no-metales que para los metales. Esta
medida de la facilidad con que los elementos captan electrones, es consecuencia de la
configuración electrónica, siendo mucho mayor para los elementos situados cerca de los gases
nobles.
3.2.5
Número de oxidación.
Número de oxidación
De forma general y a efectos de formulación, a cada elemento dentro de un compuesto se le asigna un
número positivo o negativo denominado índice, número o grado de oxidación. Dicho índice, que puede
considerarse como el número de electrones perdidos o ganados en el ion correspondiente (en el
supuesto de que todos los compuestos fueran iónicos) tiene, no obstante, un carácter fundamentalmente
operativo, pues sirve para deducir con facilidad las fórmulas de las diferentes combinaciones posibles.
La tabla 1 muestra los números de oxidación que se asignan a los elementos de más importancia.
Cuando se analiza con detenimiento se advierte la existencia de ciertas relaciones entre el índice de
oxidación de un elemento y su posición en el sistema periódico de modo que es posible deducir las
siguientes reglas básicas:
a) Los elementos metálicos tienen índices de oxidación positivos.
b) Los elementos no metálicos pueden tener índices de oxidación tanto positivos como negativos.
c) El índice de oxidación positivo de un elemento alcanza como máximo el valor del grupo (columna) al
que pertenece dentro del sistema periódico. En el caso de que tome otros valores, éstos serán más
pequeños, soliendo ser pares o impares según el grupo en cuestión sea par o impar.
d) El índice de oxidación negativo de un elemento viene dado por la diferencia entre ocho y el número del
grupo al que pertenece dentro del sistema periódico.
Es preciso aclarar que estos números se asignan a los diferentes elementos cuando se hallan formando
un compuesto. El índice de oxidación de un elemento sin combinar es cero.
Al igual que sucedía con los símbolos, los números de oxidación deben memorizarse, puesto que junto
con aquéllos constituyen los elementos básicos de toda la formulación química. Es conveniente hacerlo
por grupos de elementos con igual índice de oxidación, ya que cuando elementos diferentes actúan con
idénticos índices de oxidación, dan lugar a fórmulas totalmente análogas.
Número de oxidación, carga eléctrica formal que se asigna a un átomo en un compuesto.
El número de oxidación presupone que hay enlaces iónicos entre átomos unidos por enlace
covalente. Su variación en una reacción química indica la existencia de un proceso de
oxidación-reducción.
Se puede definir como el número de cargas que habría que asignar a cada uno de los
átomos de los distintos elementos que forman un compuesto, si todos ellos pasaran al
estado de iones. Así, el número de oxidación de cualquier elemento en estado natural
(atómico o molecular) es cero, y el de un ion es igual a su carga. En los compuestos
covalentes, los pares de electrones se asignan al átomo más electronegativo de los dos que
los comparten, y así ambos se consideran iones, quedando con número de oxidación
negativo el átomo más electronegativo y con número de oxidación positivo el menos
electronegativo. El oxígeno tiene número de oxidación –2, excepto en los peróxidos, que
tiene –1. El hidrógeno combinado con elementos más electronegativos tiene de número de
oxidación +1, y –1 cuando se combina con elementos menos electronegativos.
La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos que forman un
compuesto es cero.
El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un
átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado.
El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que
tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un
átomo que tenga tendencia a cederlos.
En los iones monoatómicos la carga eléctrica coincide con el número de oxidación. Cuando nos
refiramos al número de oxidación el signo + o - lo escribiremos a la izquierda del número, como en los
números enteros. Por otra parte la carga de los iones se debe escribir con el signo a la derecha del
número: Ca2+, CO32-.
¿Será tan complicado saber cuál es el número de oxidación que le corresponde a cada átomo?
Pues no, basta con conocer el número de oxidación de los elementos que tienen un único número de
oxidación, que son pocos, y es muy fácil deducirlo a partir de las configuraciones electrónicas. Estos
números de oxidación aparecen en la tabla siguiente. Los números de oxidación de los demás elementos
los deduciremos de las fórmulas o nos los indicarán en el nombre del compuesto, así de fácil.
Número de oxidación o estado de oxidación, es el número de electrones que gana o pierde un elemento
cuando se combina para adquirir la configuración de un gas noble inmediato.
Debido a la gran inactividad química de los gases nobles, se considera que su configuración electrónica es
estable y tiende a ser adoptada por los demás elementos cuando entra en reacción. Los gases nobles
poseen ocho electrones de valencia acomodados en ns2np6, con excepción del helio que sólo tiene dos
colocados en 1s.
Cuando un átomo neutro se combina puede perder electrones y adquiere un número de oxidación positivo,
tantas veces positivos como electrones haya perdido, o puede ganar electrones adquiriendo un número de
oxidación negativo cuyo valor es igual al número de electrones ganados.
Los elementos de los grupos I A, II A y III A, que tienen 1, 2 y 3 electrones de valencia respectivamente,
cuando se combinan tienden a perderlos para adquirir la configuración electrónica del gas noble
inmediato. Los miembros de la familia I A presentan número de oxidación 1+, los de la II A el de 2+ y el
grupo III A el estado de oxidación 3+.
Los elementos del grupo IV A pueden perder o ganar electrones; sin embargo, generalmente comparten
electrones con otros átomos. Los números de oxidación característicos son 4+ ó 4-.
En los grupos V A, VI A y VII A existe una tendencia general a ganar electrones para adquirir la
configuración electrónica del gas noble inmediato. Estos elementos muestran número de oxidación de 3la quinta familia, 2- la sexta y 1- la séptima. Estos elementos, excepto el flúor y el oxígeno, por ser los
más electronegativos, pueden perder electrones y tener números de oxidación positivos. La tendencia a
perder electrones y tener números de oxidación positivos.
Los metales exhiben siempre números de oxidación positivos y los no metales al unirse a metales tienen
números de oxidación negativos, pero cuando se unen a no metales más electronegativos como el flúor o
el oxígeno, actúan con estados de oxidación positivos.
Todos los elementos en estado negativo o molecular (Cl2 , H2 , O2, Fe, P4, Na) tienen número de oxidación
de cero.
Los gases nobles por tener una configuración estable, presentan número de oxidación de cero. El elemento
flúor por ser el más electronegativo tiene estados de oxidación de 1- y cero. El oxígeno por seguir en
electronegatividad tiene 2-, cero y 1- en los peróxidos. El hidrógeno presenta número de oxidación de 1+,
cero y 1-.
3.2.6
Electronegatividad.
Es la medida relativa del poder de atracción de electrones que tiene un átomo, cuando forma parte de un
enlace químico.
La escala para medir la electronegatividad es una escala arbitraria dada por Linus Pauling.
El elemento más electronegativo es el F = flúor y tiene electronegatividad = 4. Le sigue el O= oxígeno con
electronegatividad = 3.5, luego el Cl = cloro con electronegatividad = a 3, etc.
Electronegatividad, capacidad de un átomo de un elemento de atraer hacia sí los electrones
compartidos de su enlace covalente con un átomo de otro elemento.
Los valores de la electronegatividad de los elementos representativos aumentan de izquierda
a derecha en la tabla periódica, a medida que aumenta el número de electrones de valencia
y disminuye el tamaño de los átomos. El flúor, de afinidad electrónica muy elevada, y cuyos
átomos son pequeños, es el elemento más electronegativo y, en consecuencia, atrae a los
electrones muy fuertemente.
Dentro de un grupo, la electronegatividad disminuye, generalmente, al aumentar el número
y el radio atómicos. El cesio, el elemento representativo de mayor tamaño y de menor
energía de ionización, es el menos electronegativo de estos elementos.
Un átomo electronegativo tiende a tener una carga parcial negativa en un enlace covalente,
o a formar un ion negativo por ganancia de electrones.
Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de
átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes polares
con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.
La electronegatividad es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones
de otro en un enlace covalente. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según
diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken.
En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que
se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de
éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Pauling:



Iónico (diferencia superior o igual a 2)
Covalente polar (diferencia entre 2 y 0.4)
Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4)
Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad
La electronegatividad, es una medida relativa del poder de atracción de electrones que tiene un
átomo cuando forma parte de un enlace químico. Su unidad es el pauling ya que fue Linus C.
Pauling quien estableció esta escala. En un grupo la electronegatividad disminuyede arriba hacia
abajo y en un período aumenta de izquierda a derecha.Así, el elemento más electronegativo es el
flúor (4.0), le sigue el oxígeno (3.5), luego el cloro (3.0), etcétera.
2.2.6.1. Variación de Electronegatividades en Grupos y Período de la
tabla periódica.
Con base en lo anterior, debemos considerar que los elementos (no metales) localizados en la
esquina derecha superior de la tabla periódica son los que tienden a ganar electrones con mayor
facilidad; por lo tanto, no son buenos conductores de la electricidad, se reducen fácilmente y se
usan comúnmente como oxidantes.
3.3 Impacto económico y ambiental de algunos elementos.
3.3.1
Clasificación de los metales de acuerdo a como
se encuentran en la naturaleza.
CLASIFICACIÓN DE LOS METALES DE ACUERDO A COMO SE ENCUENTRAN EN LA NATURALEZA
Metales, grupo de elementos químicos que presentan todas o gran parte de las siguientes propiedades
físicas: estado sólido a temperatura normal, excepto el mercurio que es líquido; opacidad, excepto en
capas muy finas; buenos conductores eléctricos y térmicos; brillantes, una vez pulidos, y estructura
cristalina en estado sólido. Metales y no metales se encuentran separados en el sistema periódico por
una línea diagonal de elementos. Los elementos a la izquierda de esta diagonal son los metales, y los
elementos a la derecha son los no metales. Los elementos que integran esta diagonal —boro, silicio,
germanio, arsénico, antimonio, teluro, polonio y astato— tienen propiedades tanto metálicas como no
metálicas. Los elementos metálicos más comunes son los siguientes: aluminio, bario, berilio, bismuto,
cadmio, calcio, cerio, cromo, cobalto, cobre, oro, iridio, hierro, plomo, litio, magnesio, manganeso,
mercurio, molibdeno, níquel, osmio, paladio, platino, potasio, radio, rodio, plata, sodio, tantalio, talio, torio,
estaño, titanio, volframio, uranio, vanadio y cinc. Los elementos metálicos se pueden combinar unos con
otros y también con otros elementos formando compuestos, disoluciones y mezclas. Una mezcla de dos o
más metales o de un metal y ciertos no metales como el carbono se denomina aleación. Las aleaciones
de mercurio con otros elementos metálicos son conocidas como amalgamas.
El número de elementos que existen en la naturaleza es de 92 pero pueden añadirse algunos elementos
obtenidos artificialmente.
Elemento
Un elemento es una sustancia constituida por átomos con el mismo número atómico. Algunos elementos
comunes son oxígeno, nitrógeno, hierro, cobre, oro, plata, hidrógeno, cloro y uranio. Aproximadamente el
75% de los elementos son metales y los otros son no metales. La mayor parte de los elementos son
sólidos a temperatura ambiente, dos de ellos (mercurio y bromo) son líquidos y el resto son gases. Pocos
elementos se encuentran en la naturaleza en estado libre (no combinados), entre ellos el oxígeno,
nitrógeno; los gases nobles (helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón); azufre, cobre plata y oro. Los
más de los elementos se encuentran en la naturaleza combinados con otros elementos formando
compuestos.
Los elementos están clasificados en familias o grupos en la tabla periódica. También se clasifican en
metales y no metales. Un elemento metálico es aquel cuyos átomos forman iones positivos en solución, y
uno no metálico aquel que forma iones negativos en solución.
Los átomos de un elemento tienen el mismo número atómico, pero no necesariamente el mismo peso
atómico. Los átomos con el mismo número atómico, pero diferentes pesos, se llaman isótopos. Todos los
elementos tienen isótopos, aunque en ciertos casos sólo se conocen los isótopos sintéticos. Muchos de
los isótopos de los diferentes elementos son inestables, o radiactivos, y por ende se desintegran para
forma átomos estables, del mismo elemento o de algún otro.
Se cree que los elementos químicos son resultado de la síntesis por procesos de fusión a muy altas
temperaturas (en el orden de los 100 000 000ºC o 180 000 000ºF y superiores). La fusión de las
partículas nucleares simples (protones y neutrones) lleva primero a núcleos atómicos como el helio y
luego a los núcleos más pesados y complejos de los elementos ligeros (litio, boro, berilio y así
sucesivamente). Los átomos de helio bombardean a los átomos de elementos ligeros y producen
neutrones. Los neutrones son capturados por los núcleos de los elementos y producen otros más
pesados. Estos dos procesos -fusión de protones y captura de neutrones- son los procesos principales
con que se forman los elementos químicos.
Se han sintetizado varios elementos presentes solamente en trazas o ausentes en la naturaleza. Son el
tecnecio, prometio, astatinio, francio y todos los elementos con números atómicos superiores a 92.
Abundancia cósmica. La abundancia de los elementos en las rocas de la Tierra, la Tierra en general, los
meteoritos, el sistema solar, las galaxias o todo el universo, corresponde al promedio de las cantidades
relativas de los elementos químicos presentes o, en otras palabreas, ala composición química promedio.
La abundancia de los elementos está dada por el número de átomos de un elemento de referencia. El
silicio comúnmente se toma como el elemento de referencia en el estudio de la composición de la Tierra y
los meteoritos, y los datos están dados en átomos por 106 átomos de silicio. Los resultados de las
determinaciones astronómicas de la composición del Sol y las estrellas con frecuencia se expresan en
átomos por 1010 átomos de hidrógeno. Los análisis químicos ordinarios, entre ellos las técnicas
avanzadas para estudios de trazas de elementos (tales como activación neutrónica o dilución isotópica),
sirven para determinar la composición de rocas y meteoritos. La composición del Sol y las estrellas puede
obtenerse de análisis espectroscópicos cuantitativos. Los elementos más abundantes en la superficie de
la Tierra son oxígeno, silicio, magnesio, calcio, aluminio, así como el hierro. En el universo, el hidrógeno y
el helio constituyen más del 95% de la materia total.
La composición isotópica de los elementos es casi la misma en todo el material terrestre y en los
meteoritos. La abundancia nuclear de los isótopos se puede calcular de la composición isotópica de un
elemento y de su abundancia cósmica.
Los valores de abundancia nuclear muestran una clara correlación con ciertas propiedades nucleares, y
puede suponerse que son una buena aproximación de la distribución del rendimiento original del proceso
termonuclear que provocó la formación de los elementos. Los valores empíricos de abundancia pueden
así servir de base para consideraciones teóricas acerca del origen de la materia y del universo y han
conducido a la siguiente conclusión: no existe un mecanismo único y simple por el cual puedan haberse
formado los elementos, con su composición isotópica observada. La materia del cosmos parece ser una
mezcla de material formado en diferentes condiciones y tipos de procesos nucleares.
Distribución geoquímica. La distribución de los elementos químicos en las principales zonas de la
Tierra (corteza, manto, núcleo) depende de la historia remota y de la evolución subsecuente tanto de la
Tierra como del sistema solar. Dado que estos eventos ocurrieron hace largo tiempo y no hay evidencia
directa de lo que en realidad sucedió, hay mucha especulación en la explicación actual de la distribución
de los elementos en las principales zonas de la Tierra.
Antes de que evolucionara el sistema proto-solar para formar el Sol y los planetas probablemente fue una
gran nube de gas, polvo y alguna otra materia en forma de lente y girando.
El interior de esta nube, contraída y calentada en un inicio por atracción gravitacional, elevó su
temperatura y presión lo suficiente para iniciar las reacciones nucleares, generando luz y calor. La
materia en los remolinos dentro de las zonas periféricas de la nube, con el tiempo coalesció y formó los
planetas individuales. Porciones de elementos ligeros más volátiles (como N, C, O e H) escaparon del
interior más caliente del sistema y fueron enriquecidos en los grandes planetas externos menos densos
(Júpiter, Saturno, Urano y Neptuno). Los elementos más pesados, menos volátiles (como Ca, Na, Ng, Al,
Si, K, Fe, Ni y S), tendieron a permanecer cerca del centro del sistema y fueron enriquecidos en los
pequeños planetas internos más densos (Mercurio, Venus, Tierra y Marte).
Se piensa que el crecimiento de la Tierra fue de una nube cuya composición era muy parecida a la del
tipo de los meteoritos rugosos conocidos como condritas. La proto-Tierra fue probablemente homogénea,
esferoide, sin zonas delimitadas, de composición aproximadamente condrítica.
Según la hipótesis de una Tierra sin zonas bien delimitadas y el modelo condrítico, la aleación Ni-Fe
formó el núcleo, y las fases remanentes formaron el manto. En una época muy remota de su historia
(hace 4-5 x 109 años) es probable que tuviera principalmente forma sólida. La mayoría de los estudiosos
de la Tierra suponen que un calentamiento posterior, debido a la contracción adiabática y decaimiento
radiactivo, originó un extenso fenómeno de fusión, la aleación Ni-Fe, su fundió inicialmente; por su mayor
densidad, la aleación se mantuvo en su posición y formó el núcleo. Este evento se conoce como la
catástrofe del hierro. Al continuar la fusión habría creado tres líquidos inmiscibles; silicatos, sulfuros y
aleaciones. Los silicatos, sulfuros y otros compuestos remanentes podrían haber formado el manto que
rodea el núcleo.
La nueva capa oceánica, compuesta principalmente de rocas basálticas, daría lugar a los arrecifes de alta
mar (centros de difusión) por medio de una fusión parcial del manto. En relación con el manto, la corteza
basáltica está enriquecida en Si, Al, Ca, Na, K y un gran número de elementos iónicos litófilos; pero es
pobre en Mg, Fe y ciertos metales de transición (del grupo VIII en particular). El proceso de fusión parcial
de la parte superior del manto y la ascensión del magma formaron una nueva corteza, y puede ser el
mecanismo dominante para la concentración de los elementos que enriquecieron la capa de la corteza a
expensas del manto.
La fusión parcial también ocurrió dentro de la corteza continental, provocando a la formación y ascenso
de magmas comparativamente ricos en elementos del manto, y pobre en relación con los elementos de
las rocas de las que provienen los magmas. Éstos tienden a moverse hacia arriba con el tiempo,
solidificándose en ocasiones y formando parte de la corteza continental con diversas zonas, una superior
(sial), teniendo una composición granítica, y una inferior (sima), de composición desconocida,
probablemente parecida a la del basalto. La corteza granítica superior es aún más abundante en
elementos de la corteza. Modificaciones posteriores de la corteza continental superior pueden ocurrir a
través de procesos como la sedimentación climática, el metamorfismo y la diferenciación ígnea.
Elementos actínidos. Actinide elements. Serie de elementos que comienza con el actinio (número
atómico 89) y que incluye el torio, protactinio, uranio y los elementos transuránicos hasta el laurencio
(número atómico 103). Estos elementos tienen gran parecido químico con los lantánidos, o tierras raras,
elementos de números atómicos 57 a 71. Sus números atómicos, nombres y símbolos químicos son: 89,
actinio (Ac), el elemento prototipo, algunas veces no se incluye como un miembro real de la serie; 90,
torio (Th); 91, protacnio (Pa); 92, uranio (U); 93, neptunio (Np); 94, plutonio (Pu); 95, americio (Am); 96,
curio (Cm); 97, berkelio (Bk); 98, californio (Cf); 99, einsteinio (Es); 100, fermio (Fm); 101, mendelevio
(Md); 102, nobelio (No); 103, laurencio (Lr).
A excepción del torio y el uranio, los actínidos no están presentes en la naturaleza en cantidades
apreciables. Los elementos transuránicos se descubrieron e investigaron como resultado de sus síntesis
en reacciones nucleares. Todos son radiactivos, y con excepción del torio y el uranio, incluso en
pequeñas cantidades, deben manejarse con precauciones especiales.
La mayor parte de los actínidos tienen lo siguiente en común: cationes trivalentes que forman iones
complejos y quelatos orgánicos; los sulfatos, nitratos, halogenuros, percloratos y sulfuros
correspondientes son solubles, mientras que los fluoruros y oxalatos son insolubles en ácidos.
Elementos metaloácidos. Metalloacid elements. Elementos químicos con los siguientes números
atómicos y nombres: 23, vanadio, V; 41, niobio, Nb; 73, tántalo, Ta; 24, cromo, Cr; 42, molibdeno, Mo; 74,
tungsteno, W; 25, manganeso, Mn; 43, tecnecio, Tc y 75, renio, Re. Estos elementos son un subgrupo
integrante de los grupos V, VI y VII de la tabla periódica, respectivamente. En estado elemental todos son
metales de alta densidad, alto punto de fusión y baja volatilidad. La clasificación como elementos
metaloácidos se refiere al hecho de que sus óxidos reaccionan con el agua para producir soluciones
ligeramente ácidas, en contraste con el comportamiento más usual de los óxidos de otros metales que
dan soluciones básicas.
Elementos nativos. Native elements. Elementos que aparecen en la naturaleza sin combinarse con
otros. Además de los gases libres de la atmósfera, existen alrededor de 20 elementos que se encuentran
bajo la forma de minerales en estado nativo. Éstos se dividen en metales, semi-metales y no metales. El
oro, la plata, el cobre y el platino son los más importantes entre los metales, y cada uno de ellos se ha
encontrado en ciertas localidades en forma lo suficientemente abundante para que se exploten como si
fueran minas. Otros metales menos comunes son los del grupo del platino, plomo, mercurio, tantalio,
estaño y zinc. El hierro nativo se encuentra, en escasas cantidades, lo mismo como hierro terrestre que
como procedente de meteoritos.
Los semi-metales nativos pueden dividirse en: 1) el grupo del arsénico, que incluye al arsénico, antimonio
y bismuto, y 2) el grupo del telurio, que incluye el telurio y el selenio.
Los no metales nativos son el azufre y el carbón en sus formas de grafito y diamante. El azufre nativo es
la fuente industrial principal de este elemento.
Elementos de tierras raras. Rare-earth elements. Al grupo de 17 elementos químicos, con números
atómicos 21, 39 y 57-71, se le conoce con el nombre de tierras raras; el nombre lantánidos se reserva
para los elementos del 58 a 71. El nombre de tierras raras es inapropiado, porque no son ni raras ni
tierras.
La mayor parte de las primeras aplicaciones de las tierras raras aprovecharon sus propiedades comunes,
utilizándose principalmente en las industrias del vidrio, cerámica, de alumbrado y metalurgia. Hoy, estas
aplicaciones se sirven de una cantidad muy considerable de la mezcla de tierras raras tal como se
obtienen del mineral, aunque algunas veces esta mezcla se complementa con la adición de cerio o se
eliminan algunas de sus fracciones de lantano o cerio.
Estos elementos presentan espectros muy complejos, y los óxidos mezclados, cuando se calientan, dan
una luz blanca intensa parecida a la luz solar, propiedad que encuentra su aplicación en arcos con núcleo
de carbón, como los que se emplean en la industria del cine.
Los metales de las tierras raras tienen gran afinidad por los elementos no metálicos; por ejemplo,
hidrógeno, carbono, nitrógeno, oxígeno, azufre, fósforo y halogenuros. Cantidades considerables de las
mezclas de metales raros se reducen a metales, como el "misch metal", y estas aleaciones se utilizan en
la industria metalúrgica. Las aleaciones de cerio y las mezclas de tierras raras se emplean en la
manufactura de piedras de encendedor. Las tierras raras se utilizan también en la industria del petróleo
como catalizador. Granates de itrio y aluminio (YAG) se emplean en el comercio de joyería como
diamantes artificiales.
Aunque las tierras raras están ampliamente distribuidas en la naturaleza, por lo general se encuentran en
concentración baja, y sólo existen en alta concentración en las mezclas de cierto número de minerales.
La abundancia relativa de las diferentes tierras raras en algunas rocas, formaciones geológicas,
astrofísicos y cosmólogos.
Los elementos de las tierras raras son metales que poseen propiedades individuales particulares. Muchas
de las propiedades de los metales de las tierras raras y de las mezclas indican que son muy sensibles a
la temperatura y la presión. También son diferentes cuando consideramos las medidas entre los ejes
cristalinos de los metales; por ejemplo, la conductividad eléctrica, la constante de elasticidad, etc. Las
tierras raras forman sales orgánicas con ciertos compuestos quelato-orgánicos. Esto quelatos, que han
reemplazado parte del agua alrededor de los iones, aumenta las diferencias en las propiedades entre
cada elemento de las tierras raras, lo que se ha aprovechado en los métodos modernos de separación
por intercambio iónico.
Elementos de transición. Transition elements. En términos amplios, son los elementos con número
atómico del 21-31, 39-49 y 71-81. En la clasificación más estricta de los elementos de transición,
preferida por muchos químicos, incluyen sólo los elementos de número atómico 22-28, 40-46 y 72 al 78.
Todos los elementos de esta clasificación tienen uno o más electrones en la subcapa parcialmente llena y
tienen, por lo menos, un estado de oxidación bien conocido.
Todos los elementos de transición son metales y, en general, se caracterizan por sus elevadas
densidades, altos puntos de fusión y bajas presiones de vapor. En el mismo subgrupo, estas propiedades
tienden a aumentar con el incremento del peso atómico. La facilidad para forma enlaces metálicos se
demuestra por la existencia de una gran variedad de aleaciones entre diferentes metales de transición.
Los elementos de transición incluyen la mayor parte de los metales de mayor importancia económica,
como el hierro, níquel y zinc, que son relativamente abundantes por una parte, y, por otra, los metales
para acuñación, cobre, plata y oro. También se incluyen elementos raros y poco conocidos, como el renio
y el tecnecio, el cual no se encuentra en la Tierra en forma natural, aunque sí en pequeñas cantidades
como producto de fisión nuclear.
En sus compuestos, los elementos de transición tienden a exhibir valencias múltiples; la valencia máxima
tiende a incrementarse de 3+ en la serie (Sc, Y, Lu) a 8+ en el quinto miembro (Mn, Re). Una de las
características más importantes de los elementos de transición es la facilidad con que forman iones
complejos y estables. Las características que contribuyen a esta capacidad son la elevada relación cargaradio y la disponibilidad de sus orbitales d parcialmente llenos, los cuales pueden ser utilizados para
forma enlaces. La mayor parte de los iones y compuesto de los metales de transición son coloridos, y
muchos de ellos paramagnéticos. Tanto el color como el paramagnetismo se relacionan con la presencia
de electrones desapareados en la subcapa d. Por su capacidad para aceptar electrones en los orbitales d
desocupados, los elementos de transición y sus compuestos exhiben con frecuencia propiedades
catalíticas.
Por lo general, las propiedades de los elementos de transición son intermedias entre los llamados
elementos representativos, en que las subcapas están completamente ocupadas por electrones
(elementos alcalinos; halógenos), y los interiores o elementos de transición f, en que los orbitales de las
subcapas desempeñan un papel mucho menos importante en las propiedades químicas.
Elementos transuránicos. Transuranium elements. Elementos sintéticos con números atómicos
superiores al del uranio (número atómico 92). Son miembros de los actínidos, desde el neptunio (número
atómico 93) hasta el laurencio (número atómico 103) y los elementos transactínidos (con números
atómicos superiores a 103).
El concepto de peso atómico en el sentido que se da a los elementos naturales no es aplicable a los
elementos transuránicos, ya que la composición isotópica de cualquier muestra depende de su fuente. En
la mayor parte de los casos el empleo de número de masa del isótopo de mayor vida media en
combinación con una evaluación de su disponibilidad ha sido adecuado. Buenas elecciones en el
momento actual son: neptunio, 237; plutonio, 242; americio, 243; curio, 248; berkelio, 249; californio, 250;
einstenio, 254; fermio, 257; mendelevio, 258; nobelio, 259; laurencio, 260; rutherfordio (elemento 104),
261; hafnio (elemento 105), 262 y elemento 106, 263.
Los actínidos son químicamente similares y tienen gran semejanza química con los lantánidos o tierras
raras (números atómicos 51-71). Los transactínidos, con números atómicos 104-118, deben ser
colocados en una tabla periódica ampliada debajo del periodo de elementos comenzando con el hafnio,
número atómico 72, y terminando con el radón, número atómico 86. Esta disposición permite predecir las
propiedades químicas de estos elementos y sugiere que tendrán una analogía química, elemento por
elemento, con los que aparecen inmediatamente arriba de ellos en la tabla periódica.
Los transuránicos, incluyendo hasta al fermio (número atómico 100), se producen en grandes cantidades
por medio de la captura sucesiva de electrones en los reactores nucleares. El rendimiento disminuye con
el incremento del número atómico y el más pesado que se produce en cantidades apreciables es el
einstenio (número 99). Muchos otros isótopos se obtienen por bombardeo de isótopos blanco pesados
con proyectiles atómicos cargados en aceleradores; más allá del fermio todos los elementos se obtienen
por bombardeo de iones pesados.
Se predice que los transactínidos que siguen al elemento 106 tendrán una vida media muy corta, pero
consideraciones teóricas sugieren una estabilidad nuclear mayor, si se comparan con los elementos
precedentes y sucesivos, para una gama de elementos situados alrededor de los números atómicos 110,
115 o 120 a causa de la estabilidad predicha por derivarse de capas nucleares cerradas.
3.3.2
Clasificación de los metales por su utilidad.
CLASIFICACIÓN DE LOS METALES POR SU UTILIDAD
METAL
PRODUCCIÓN MINERA
MUNDIAL EN 1994
(toneladas de metal
contenido)
APLICACIONES
Metales: producción y aplicaciones
Hierro
975.000.000
Fundición, acero, metalurgia
Sodio
180.000.000 (1)
Sal, reactores nucleares
Potasio
23.000.000
Abonos, química
Aluminio
19.290.000 (2)
Electricidad y mecánica, envases
Cobre
9.500.000
Electricidad y mecánica
Cromo
9.329.000
Acero inoxidable, química, materiales
refractarios, metalurgia
Cinc
6.700.000
Construcción, revestimientos
anticorrosión
Bario
4.000.000 (3)
Química, pinturas, insonorización,
vidrio
Plomo
2.815.100 (4)
Acumuladores, química
Níquel
842.000
Metalurgia
Magnesio
263.000 (5)
Industria aeronáutica, farmacia
Estaño
180.000
Soldadura, química
Litio
150.000
Industria nuclear, vidrio, cerámica
Molibdeno
95.000
Electricidad, materiales refractarios,
pigmentos
Vanadio
35.000
Metalurgia, industria nuclear
Uranio
32.200
Combustible nuclear
Volframio
31.000
Industria eléctrica, metalurgia
Torio
26.000
Materiales refractarios, revestimiento
de cátodos
Cobalto
21.000
Metalurgia, química
Cadmio
18.900 (5)
Acumuladores, pigmentos,
estabilizantes
Plata
13.234
Fotografía, electricidad, joyería,
monedas
Titanio
4.000 (6)
Pinturas, materiales compuestos,
aeronáutica
Oro
2.215
Joyería, monedas, electrónica
Mercurio
1.985 (5)
Equipos eléctricos, física
Platino
126
Convertidores catalíticos, joyería
Rodio
10 (2)
Convertidores catalíticos, química
(1) En forma de sal (cloruro de sodio)
(2) Metal primario
(3) Producción de baritina (mineral de bario)
(4) 1995
(5) Metal producido
(6) Óxido de titanio contenido
Fuentes: Imetal, Oficina Mundial de Estadísticas sobre el Metal, Organización de
las Naciones Unidas (ONU)
3.3.3
Elementos de importancia económica,
excluyendo a los metales.
ELEMENTOS DE IMPORTANCIA ECONOMICA
Combustibles y carburantes.
Los combustibles son cuerpos capaces de combinarse con él oxigeno con desprendimiento de calor. Los
productos de la combustión son generalmente gaseosos. Por razones practicas, la combustión no debe
ser ni muy rápida ni demasiado lenta.
Puede hacerse una distinción entre los combustibles quemados en los hogares y los carburantes
utilizados en los motores de explosión; aunque todos los carburantes pueden ser empleados como
combustibles, no ocurre lo mismo a la viceversa.
Clasificación y utilización de los combustibles:
Los distintos combustibles y carburantes utilizados pueden ser: sólidos, líquidos o gaseosos.
Combustibles sólidos.
Carbones naturales:
Los carbones naturales proceden de la transformación lenta, fuera del contacto con el aire, de grandes
masas vegetales acumuladas en ciertas regiones durante las épocas geológicas. El proceso de
carbonización, en unos casos, muy antiguo, además de que influyen otros factores, como las condiciones
del medio ambiente y el tipo de vegetal original. Se han emitido numerosas teorías para explicar la
formación de las minas de carbón, pero ninguna es totalmente satisfactoria.
Madera:
La madera se utiliza sobre todo en la calefacción domestica. En los hogares industriales, salvo en los
países en que es muy abundante, no suele emplearse.
Combustibles líquidos.
Petróleo:
Se encuentra en ciertas regiones del globo (Estados Unidos, Venezuela, U.R.S.S., etc.) en yacimientos
subterráneos, se extrae haciendo perforaciones que pueden alcanzar los 7000 m de profundidad. Él
petróleo bruto, que contiene agua y arena, es llevado a unos recipientes de decantación; si no se refina
en el lugar de extracción, es transportado por medio de tuberías de acero estirado, de un diámetro interior
de 5 a 35 cm, que son los llamados oleoductos o pipelines.
El petróleo bruto, liquido de aspecto muy variable, es una mezcla extremadamente compleja de
numerosos hidrocarburos, con pequeñas cantidades de otras sustancias. Según su origen, predominan
los hidrocarburos saturados o los hidrocarburos cíclicos; pero en todos los petróleos los dos tipos de
hidrocarburos existen en proporciones muy variables.
Combustibles gaseosos.
Gas natural:
En el interior de la corteza terrestre existen bolsas que contienen cantidades importantes de gases
combustibles cuyo origen es probablemente análogo al de los petróleos. La presión de estos gases suele
ser elevada, lo cual permite su distribución económica a regiones extensas. Están constituidos
principalmente por metano, con pequeñas cantidades de butano, y aun por hidrocarburos líquidos. Estos,
una vez extraídos, constituyen un buen manantial de gasolina.
Butano y Propano:
Se extraen del petróleo bruto, en el que se encuentran disueltos. También se originan en las diversas
operaciones del tratamiento de los petróleos. Son fácilmente licuables a una presión baja y pueden
transportarse en estado liquido en recipientes metálicos ligeros. Son utilizados como gases domésticos
en las regiones donde no existe distribución de gas del alumbrado.
Hidrógeno:
El hidrógeno puro, generalmente producido por electrólisis del agua, no se utiliza como combustible mas
que en soldadura autógena y en la fabricación de piedras preciosas sintéticas. En este caso es
irreemplazable: como no contiene carbono, no existe el peligro de que altere la transparencia de las
piedras.
Acetileno:
Se obtiene por acción del agua sobre el carburo de calcio. Da una llama muy caliente y muy brillante. Se
emplea en soldadura y para el alumbrado; pero estas son aplicaciones accesorias: el acetileno es, sobre
todo, un intermediario importante en numerosas síntesis químicas industriales.
3.3.4
Elementos contaminantes.
ELEMENTOS CONTAMINANTES
Toxicidad de los no metales
PLOMO:
El plomo se encuentra en la naturaleza en forma de carbonato, y de sulfato, casi todo el plomo del
comercio se obtiene del sulfuro que constituye el mineral galena.
Se trata de un metal color gris, pesado, blando y poco resistente a la tracción. Recién cortado presenta
una superficie brillante que expuesta al aire, se empaña rápidamente por oxidación; la capa opaca de
oxido lo protege de un ulterior ataque.
El plomo reacciona muy lentamente con el ácido clorhídrico, y el ácido sulfúrico y frío apenas lo ataca, por
formarse sulfato insoluble que lo preserva de su acción ulterior. El plomo puesto en contacto con agua
dura se recubre de una capa protectora de sales insolubles, como sulfato, bicarbonato básico o fosfato. El
agua destilada y la de lluvia, que no contienen substancias disueltas capaces de formar esta película,
atacan el metal a causa del oxigeno que llevan disuelto, y forman hidróxido de plomo, algo soluble.
Los compuestos solubles de plomo son venenosos, y por lo tanto, los tubos de plomo para conducir agua
potable solo pueden utilizarse con seguridad si el agua es algo dura.
El plomo se usa para fabricar tubos de cañerías y revestir cables eléctricos. También se usan las
instalaciones de ácido sulfúrico y en acumuladores de plomo.
Los vapores de plomo son los causantes de una gran enfermedad llamada saturnismo, caracterizada
entre otros síntomas por anorexia, constipación pertinaz, anemia parálisis muscular, insomnio, angustia
etc. Suele afectar a mineros que extraen plomo, a tipógrafos a pintores y a quienes fabrican
acumuladores.
Existen diferencias importantes en la epidemiología, manifestaciones clínicas de la intoxicación por el
plomo en los niños y adultos.
En los niños, la enfermedad debe ser debida a la malacia o pica (perversión del apetito que lleva al niño a
ingerir cosas impropias para la nutrición) o mordisque de objetos decorados con pinturas que contienen
plomo.
En los adultos, la intoxicación por plomo es comúnmente de origen profesional aunque raras veces puede
ser causada por el consumo de bebidas o alimentos contaminados.
Los síntomas en los niños son: dolor abdominal, vómitos, somnolencia, irritabilidad, debilidad o
convulsiones; coma, signos de elevación de la presión intracraneal.
En los adultos: anorexia, estreñimiento, molestias, intestinales, debilidad, fatiga, dolor de cabeza, palidez.
En los casos graves puede haber espasmos abdominales. La <<línea del plomo>> solo puede aparecer
cuando es deficiencia de la higiene de la boca.
ARSÉNICO:
El arsénico se encuentra libre en la naturaleza, y también combinado en diversos minerales: rejalgar, rojo,
oropimente, amarillo, mispiquel
O pirita arsenical, cobaltina y arseniosita.
El trióxido de arsénico se obtiene tostando minerales de arsénico; él oxida sublima y se recoge como
polvo blanco en la chimenea.
El arsénico es un sólido quebradizo, cristalino, de color gris de acero. Sublima fácilmente, formando
vapores amarillos tóxicos de olor alacio.
El arsénico existe en tres formas alotrópicas: gris cristalinas, amarilla cristalinas y negra amorfa.
La variedad amarilla es análoga al fósforo blanco. La variedad gris se parece estructuralmente al fósforo
violeta.
El arsénico es relativamente inerte a las temperaturas ordinarias, pero calentado al aire arde como llama
azulada produciendo nubes blancas del trióxido sólido.
Aunque todos los compuestos solubles de arsénico son venenosos, algunos tienen uso en medicina. Los
que lo consumen adquieren cierta tolerancia al mismo y pueden tomar mayores cantidades de las que
otras personas no habituadas.
Los compuestos de arsénico se utilizan en agricultura en pulverizaciones y baños para ganado, con el fin
de destruir insectos y parásitos.
Los síntomas de la ingestión de arsénico son:
Sabor metálico, dolor urente en esófago y estomago, dolores cólicos, vómitos y diarrea profusa con heces
de”agua de arroz”. Seguida de deposiciones sanguilonentas, depresión, sed intensa, sequedad de boca y
garganta, sensación de constricción en la garganta, olor aliaceo del aliento y las heces, vértigo, cefalea
central, calambres musculares, piel fría, viscosa; Pulso pequeño, rápido y débil; extremidades frías,
cianosis, respiración anhelante, estupor, colapso circulatorio, convulsiones, coma erupciones cutáneas,
oliguria, albuminuria, hematuria.
ESTAÑO:
Se halla en la naturaleza en una proporción ponderal algo superior al 0,003% y suele presentarse
combinado, especialmente bajo la forma de oxido o casiterita, muy abundante en Bolivia, Indonesia, y
Malacia.
El estaño es un metal blanco, mas blando que el cinc, pero más duro que el plomo. A 200°C se vuelve
muy quebradizo y puede pulverizarse.
El estaño se usa como recubrimiento protector del hierro en la hojalata. La hojalata se emplea para
fabricar botes y objetos similares.
Asimismo se usa el estaño en la fabricación de aleaciones, tales como el hombre(cobre, estaño), metal
de soldar (estaño, plomo), y metal de imprenta(estaño, plomo y antimonio.
Las aleaciones ricas en estaño se utilizan para elaborar el metal antifricción (metal blanco), con el que se
recubre la cara interior de los cojinetes. La aleación con el plomo constituye la base de las denominadas
soldaduras blandas.
El oxido estánico son discretamente nocivos, y en caso de inhalación de fuertes dosis se puede producir
un aumento de temperaturas; la inhalación repetida suele causar una neuropatía.
El cloruro estánico puede producir irritación bronquial y enema pulmonar.
Los derivados orgánicos del estaño son muy tóxicos, pueden causar un cuadro de agitación y delirio al
que siguen con frecuencia un estado de coma con hipertensión endocraneana.
MERCURIO:
Se encuentra nativo en la naturaleza en algunos casos, pero su mineral mas abundante es el cinabrio.
Solo representa 0,5 ppm de la corteza terrestre.
Es el único metal que, a las temperaturas ordinarias, adopta el estado liquido.
No se oxida en el aire a temperaturas ordinarias, pero se combina lentamente con el oxigeno cuando se
mantiene en la atmósfera cerca de su punto de ebullición. Por su inactividad general y su reducida
presión de vapor, se emplean bombas de vacío, y en el laboratorio, para confinar gases.
A elevadas temperaturas, el vapor de mercurio conduce la corriente eléctrica.
El mercurio forma con muchos metales amalgamas, liquidas cuando la proporción del otro metal es
pequeña, pero pastosas y hasta sólidas al aumentar dicha proporción. Las amalgamas de estaño, plata y
oro se usan en odontología.
A pesar de sus beneficiosas aplicaciones médicas, el mercurio provoca unas intoxicaciones(como la
estomatitis mercurial y el hidragirismo) que afectan diversos órganos, especialmente el riñón y los
aparatos digestivo y nervioso.
Intoxicación mercurial aguda:
Síntomas: Cuando el tóxico se ha ingerido en forma concentrada produce: dolor urente ene la boca,
garganta y estómago, salivación, dolores, cólicos, vómitos graves, náuseas, diarrea, pérdida copiosa de
líquidos.
Intoxicación mercurial crónica:
Este envenenamiento puede ser consecuencia de la inhalación de vapores de mercurio o de polvo de
sales mercuriales. El mercurio, puede absorberse a través de la piel intacta.
Los compuestos alquílicos de mercurio pueden causar perturbaciones mentales; excitación seguida de
depresión, que puede ser grave y de larga duración.
CADMIO:
Como es más volátil que el cinc, el cadmio contenido en las menas de cinc se encuentra en la primera
porción del metal que se obtiene; se separa del cinc por destilación fraccionada. También se separa y
recupera en la afinación electrolítica del cinc. Si el voltaje se regula convenientemente únicamente se
deposita cinc puro; el cadmio queda en el barro anódico del cual se recupera por destilación.
El cadmio es de color blanco con ligero tono azulado, siendo mucho más maleable que el cinc.
Se emplea principalmente en la preparación de aleaciones de bajo punto de fusión para extintores
automáticos de incendios y fusibles, y también para recubrir hierro, a fin de protegerlo de la oxidación.
Barras de cadmio se emplean en los reactores nucleares para absorber los neutrones y regular el
proceso de fisión.
Las sales solubles más importantes del cadmio son el cloruro, eflorescente y el sulfato. El ión cadmio
hidratado es un ácido débil.
Sintomatología:
Por ingestión: espasmos gástricos y abdominales violentos, vómitos, diarrea. Por inhalación: sequedad
faríngea, tos, sensación de constricción torácica; coloración parda de la orina(óxido de cadmio): diseña
intensa, piel fría.
CINC:
Es un metal blanco brillante con lustre gris azulado, soluble en ácidos y álcalis e insoluble en agua.
Constituye el 0,013% de la corteza terrestre. No se encuentra nativo, aunque en pequeña proporción se
halla frecuentemente en la composición de diferentes rocas.
Las menas empleadas en la metalurgia del cinc son el óxido, el carbonato y el sulfuro.
El cinc es un metal quebradizo a la temperatura ordinaria, pero maleable entre 120° y 150°C,
manteniendo después su flexibilidad al enfriarse.
El metal es químicamente activo y desplaza al hidrógeno de los ácidos diluidos, aunque su acción es muy
lenta cuando es pura. No se altera en el aire seco, pero en el húmedo se oxida, recubriéndose de una
película adherente de carbonato básico que lo protege de toda acción ulterior. Calentado suficientemente
en el aire, arde como llama verdosa, dando óxido de cinc blanco.
El cinc se usa para techados, canalones y cornisas.
Se emplea también en las pilas eléctricas como ánodo, y forma parte de aleaciones como el latón el
metal Babbitt y la plata alemana.
3.4 Aplicaciones en la ingeniería.
3.4.1
Química del Silicio.
Silicio.
Es el material semiconductor más utilizado. Tiene 14 electrones en órbita y 14 protones. Un átomo de
silicio aislado tiene cuatro electrones en la órbita de valencia. Un átomo de silicio que forma parte de un
cristal tiene ocho electrones en la órbita de valencia, porque comparte un electrón con cada uno de sus
cuatro vecinos más cercanos.
Fue aislado por primera vez de sus compuestos en 1823 por el químico sueco Jöns Jakob barón de
Berzelius.
Propiedades y estado natural
Se prepara en forma de polvo amorfo amarillo pardo o de cristales negros-grisáceos. Se obtiene
calentando sílice, o dióxido de silicio (SiO2), con un agente reductor, como carbono o magnesio, en un
horno eléctrico. El silicio cristalino tiene una dureza de 7, suficiente para rayar al vidrio, de dureza de 5 a
7. El silicio tiene un punto de fusión de 1.410 °C, un punto de ebullición de 2.355 °C y una densidad
relativa de 2,33. Su masa atómica es 28,086.
El silicio se disuelve en ácido fluorhídrico formando el gas tetrafluoruro de silicio, y es atacado por los
ácidos nítrico, clorhídrico y sulfúrico, aunque el dióxido de silicio formado inhibe la reacción. También se
disuelve en hidróxido de sodio, formando silicato de sodio y gas hidrógeno. A temperaturas ordinarias el
silicio es insensible al aire, pero a temperaturas elevadas reacciona con el oxígeno formando una capa de
sílice que ya no reacciona más. A altas temperaturas reacciona también con nitrógeno y cloro formando
nitruro de silicio y cloruro de silicio respectivamente.
El silicio constituye un 28% de la corteza terrestre. No existe en estado libre elemental, sino que se
encuentra en forma de dióxido de silicio y de silicatos complejos. Los minerales que contienen silicio
constituyen cerca del 40% de todos los minerales comunes, incluyendo más del 90% de los minerales
que forman rocas volcánicas. El mineral cuarzo, las variedades del cuarzo (cornalina, crisoprasa, ónice,
pedernal y jaspe) y los minerales cristobalita y tridimita son las formas cristalinas del silicio existentes en
la naturaleza. El dióxido de silicio es el componente principal de la arena. Los silicatos (en concreto los de
aluminio, calcio y magnesio) son los componentes principales de las arcillas, el suelo y las rocas, en
forma de feldespatos, anfiboles, piroxenos, micas y ceolitas, y de piedras semipreciosas como el olivino,
granate, zircón, topacio y turmalina.
Aplicaciones
Se utiliza en la industria del acero como componente de las aleaciones de silicio-acero. Para fabricar el
acero, se desoxida el acero fundido añadiéndole pequeñas cantidades de silicio; el acero común contiene
menos de un 0,03% de silicio. El acero de silicio, que contiene de 2,5 a 4% de silicio, se usa para fabricar
los núcleos de los tranformadores eléctricos, pues la aleación presenta baja histéresis. Existe una
aleación de acero, el durirón, que contiene un 15% de silicio y es dura, frágil y resistente a la corrosión; el
durirón se usa en los equipos industriales que están en contacto con productos químicos corrosivos. El
silicio se utiliza también en las aleaciones de cobre, bronce y latón.
El silicio es un semiconductor; su resistividad a la corriente eléctrica a temperatura ambiente varía entre
la de los metales y la de los aislantes. La conductividad del silicio puede controlarse añadiendo pequeñas
cantidades de impurezas llamadas dopantes. La capacidad de controlar las propiedades eléctricas del
silicio y su abundancia en la naturaleza han posibilitado el desarrollo y aplicación de los transistores y
circuitos integrados que se utilizan en la industria electrónica.
La sílice y los silicatos se utilizan en la fabricación de vidrio, barnices, esmaltes, cemento y porcelana, y
tienen importantes aplicaciones individuales. La sílice fundida, que es un vidrio que se obtiene fundiendo
cuarzo o hidrolizando tetracloruro de silicio, se caracteriza por un bajo coeficiente de expansión y una alta
resistencia a la mayoría de los productos químicos. El gel de sílice es una sustancia incolora, porosa y
amorfa; se prepara eliminando parte del agua de un precipitado gelatinoso de ácido silícico, SiO2·H2O, el
cual se obtiene añadiendo ácido clorhídrico a una disolución de silicato de sodio. El gel de sílice absorbe
agua y otras sustancias y se usa como agente desecante y decolorante.
El silicato de sodio (Na2SiO3), también llamado vidrio, es un silicato sintético importante, sólido amorfo,
incoloro y soluble en agua, que funde a 1.088 °C. Se obtiene haciendo reaccionar sílice (arena) y
carbonato de sodio a alta temperatura, o calentando arena con hidróxido de sodio concentrado a alta
presión. La disolución acuosa de silicato de sodio se utiliza para conservar huevos; como sustituto de la
cola o pegamento para hacer cajas y otros contenedores; para unir gemas artificiales; como agente
incombustible, y como relleno y adherente en jabones y limpiadores. Otro compuesto de silicio importante
es el carborundo, un compuesto de silicio y carbono que se utiliza como abrasivo.
El monóxido de silicio, SiO, se usa para proteger materiales, recubriéndolos de forma que la superficie
exterior se oxida al dióxido SiO2. Estas capas se aplican también a los filtros de interferencias.
3.4.2
Química del galio.
3.4.3
Química del Germanio.
Germanio.
Uno de los primeros materiales semiconductores que se emplearon. Al igual que el silicio, tiene cuatro
electrones de valencia.
Unidad 4. Enlace, estructura y
propiedades en compuestos químicos.
4.1 Introducción.
4.1.1
Concepto de enlace químico.
Son las diferentes uniones que se pueden realizar entre los átomos para dar lugar a la formación de
moléculas.
Enlace químico, fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas. Cuando
dos o más átomos se acercan lo suficiente, se puede producir una fuerza de atracción entre
los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza
es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado
un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o
más electrones por más de un núcleo.
Se establece un enlace químico entre dos átomos o grupos de átomos cuando las fuerzas que
actúan entre ellos son de índole tal que conducen a la formación de un agregado con suficiente
estabilidad, que es conveniente para el químico considerarlo como una especie molecular
independiente.
El estudio de varias moléculas de un mismo compuesto muestra que cada átomo se encuentra colocado
en la misma posición y distancia en relación con los demás, debido a la formación de un ligamento entre
los átomos que se conoce como enlace químico.
Los enlaces químicos son la fuerza que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas y cristales.
Los estados de agregación de la materia, sólido, líquido y gaseoso, dependen de estas fuerzas de enlace
y éstas también determinan la forma física de las moléculas, es decir, que sean esféricas o planas,
rígidas o flexibles.
4.1.2
Clasificación de los enlaces químicos.
a) Enlace iónico
b) Enlace metálico
c) Enlace por puente de hidrógeno
d) Enlaces covalentes: Los enlaces covalentes son:
Enlace covalente puro
Enlace covalente polar
Enlace covalente coordinado
Enlaces covalentes simples, dobles y triples.
Enlace iónico
También recibe el nombre de salino o electrovalente.
Este tipo de enlace se efectúa entre metales y no metales por transferencia de electrones del átomo
metálico al no metálico.
En ésta transferencia se forman iones que después se atraen fuertemente por diferencia de cargas
eléctricas.
Ej.
Na + Cl ------------------- Na Cl cloruro de sodio
Mg + O -------------------- Mg O óxido de magnesio
F
Ca + ----------------------- F Ca F fluoruro de calcio
F
K
+ O ----------------------- K O K óxido de potasio
K
Enlaces covalentes
Se efectúan entre elementos no metálicos que comparten sus electrones.
Los enlaces covalentes son los siguientes:
Enlace covalente puro u homopolar
Se efectúa entre átomos no metálicos del mismo elemento que comparten sus electrones formando
moléculas verdaderas y cuya diferencia de electronegatividad es igual a cero. Ej.
F F
H H
O O
N N
Enlace covalente polar o heteropolar
Se efectúa entre elementos no metálicos de diferentes electronegatividades, deformándose la nube
electrónica y quedando la molécula con dos polos uno parcialmente positivo y otro parcialmente negativo.
Ej.
(+)
H
F
(-)
(-)O
(+)H
H(+)
Enlace covalente coordinado
Se efectúa entre elementos no metálicos en los cuales uno de ellos comparte un pas de electrones
acomodándolos en orbitales vacíos de otro átomo; de manera que uno de los átomos comparte un par de
electrones y el otro no da nada. Ej.
O E. covalente coordinado
O E. covalente coordinado
HON
HOSOH
O
O E. covalente coordinado
E. covalente
coordinado
Enlaces covalentes simples, dobles y triples.
Se efectúan entre átomos de elementos no metálicos de la siguiente manera:
Enlace covalente simple
Se efectúa cuando dos átomos comparten entre sí un par de electrones ( uno cada uno ).
Enlace covalente doble
Se efectúa cuando dos átomos comparten entre sí dos pares de electrones ( dos cada uno ).
Enlace covalente triple
Se efectúa cuando dos átomos comparten entre sí tres pares de electrones ( tres cada uno ).
Ej.
H
HCH
H
H
HC
H
CH
H
C
C
H
Enlace metálico
Se efectúa entre dos ó más átomos de elementos metálicos, que ceden sus electrones externos
formando iones positivos y quedando así inmersos en un mar de electrones. Ej.
+
-
+
+
+
-
-
+
-
+
+
-
+
-
-
-
+
-
+
+
-
+
+
-
+
+
-
+
-
electrones
+
-
- iones positivos
+
-
Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los
electrones son compartidos por los átomos, pero se pueden mover a través del sólido
proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.
Enlace por puente de hidrógeno
Este tipo de enlace se efectúa entre moléculas que tienen un átomo de alta densisdad electrónica
ejerciendo una fuerza de atracción sobre el hidrógeno de otra molécula estableciendo un puente. El agua
posee este tipo de enlace y al acomodo que se forma se le llama red ó empaque.
Ej.
O
H
H
O
O
H
H
H
H
Durante el proceso de formación de un enlace se libera energía que es necesario agregar cuando se quiere
romper el enlace. La cantidad de energía necesaria para separar los átomos de un enlace se llama energía
de enlace.
Los cambios electrónicos producen distintos tipos de fuerzas de unión o enlaces: los interatómicos, que
mantienen unidos a los átomos dentro de una molécula, como iónico (NaCl, CaCO3), covalente (H2, O2,
H2O, NH3) y metálico (Fe, Na, Al), y los intermoleculares, que mantienen unidas a las moléculas entre
átomos de ellas como puente de hidrógeno, fuerzas de dispersión, interacciones dipolo-dipolo y son los
que explican las propiedades físicas de los compuestos, etcétera.
El enlace iónico o electrovalente se debe a la fuerza de atracción entre iones positivos y negativos que se
forman por transferencia de electrones entre átomos con una diferencia de electronegatividad elevada.
El enlace covalente es la unión de dos átomos de no metales de electronegatividades iguales o ligeramente
diferentes, por medio de un par de electrones que ambos comparten y suministran. Cuando las
electronegatividades de los átomos son iguales, se produce un enlace covalente no polar o apolar y el par
de electrones compartido se encuentra equidistante de los núcleos, pero cuando la electronegatividad es
diferente el par electrónico se encuentra más cerca del núcleo del átomo son iguales, se encuentra
equidistante de los núcleos.
Algunas substancias formadas por moléculas independientes se encuentran al estado líquido y sólido, lo
que indica que deben existir fuerzas de atracción entre las moléculas. El enlace o puente de hidrógeno es
la unión de dos átomos electronegativos por medio de un hidrógeno que sirve de puente entre ambos,
unidos a uno covalentemente y a otro por fuerzas electrostáticas. Las fuerzas dipolo-dipolo se presentan en
moléculas polares que se atraen entre sí, porque el polo positivo de una queda cercano al negativo de otra.
El hecho de que moléculas no polares, donde no existen dipolos, pueden licuarse, este hecho hace pensar
en la existencia de las llamadas fuerzas de dispersión que se originan por el movimiento electrónico que
por un instante genera un dipolo, distribuyendo la nube electrónica más de un lado que del otro y en el
instante siguiente cambian las posiciones de los polos.
Las propiedades y el comportamiento de las moléculas están íntimamente relacionadas con la distribución
que ocupan en el espacio los átomos dentro de ellas. De acuerdo con la geometría molecular, la forma de
las moléculas puede ser: lineal, angular, trigonal, piramidal, etcétera.
Las propiedades de una substancia dependen de la naturaleza de sus unidades estructurales y del enlace
entre ellas, y se consideran cuatro tipos: compuestos iónicos, compuestos moleculares, substancias
macromoleculares y metales.
El enlace químico también depende de la energía contenida en cada uno de ellos y de la posibilidad de un
choque, colisión o encuentro con otros átomos cercanos a sus orbitales incompletos y principalmente a los
de la configuración electrónica externa.
Varios factores influyen en el tipo de enlace:
1. Energía de ionización.
2. Afinidad electrónica.
3. Actividad electrónica.
4. Radio atómico.
Al formar el enlace, los átomos ganan, pierden o comparten electrones tratando de completar ocho
electrones en su configuración electrónica externa, para ser estables como lo son los gases raros o nobles
de la octava familia.
4.1.3
Aplicaciones y limitaciones de la regla del
octeto.
REGLA DEL OCTETO
Lewis expresa que los átomos tienen la tendencia a ganar ó perder electrones y adquirir la configuración
electrónica de gas noble ó bien la formación de un octeto electrónico.
Ej.
12Mg = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 -2e- = Mg2+
octeto electrónico pierde 2 electrones para formar su octeto
8O = 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1 6e- + 2e- = 8eO2- gana 2 electrones para formar su octeto
Regla del Octeto; Símbolos Electrónicos de Lewis
Walter Kossel expuso la idea de que los átomos, al efectuarse las reacciones químicas, tienden a adoptar
la configuración electrónica de los gases raros o nobles, que tienen ocho electrones en su configuración
electrónica externa.
Después se aceptó la regla del octeto en la mecánica cuántica, localizada en los subniveles periféricos
ns2, np6 , los cuales suman ocho electrones y la configuración electrónica de dichos gases es de ocho
electrones, excepto en el helio que es 2He = 1s2.
Lewis y Lagmyur estudiaron la regla del octeto y la emplearon para formar compuestos iónicos y no
iónicos; así llegaron a la conclusión de que la regla del octeto no implica que siempre haya transferencia
de electrones.
En 1923, Lewis estableció que, al combinarse dos átomos pueden cumplir la regla del octeto, no sólo por
transferencia de electrones de un átomo a otro sino también por parejas de electrones.
Lewis usó la simbología de puntitos o circulitos para representar las estructuras atómicas. Es una manera
sencilla de representar los enlaces; un medio para comprender los diferentes enlaces químicos. Los
símbolos de los elementos representativos se muestran así:
La regla es solamente aplicable para los elementos que integran al subgrupo A. Donde la estabilidad
electrónica se pone de manifiesto hacia un noble gas existiendo una transferencia o una compartición de
electrónes.
En una transferencia de electrónes el metal siempre perderá sus electrones, el no metal los ganará.
Limitaciones de la regla del octeto
Como todo modelo, las estructuras de Lewis y la regla del octeto, son solamente una herramienta que
permite proponer la estructura de los compuestos. Sin embargo, la naturaleza es complicada y no
siempre se cumplen las reglas inventadas para simplificarla. Hay compuestos que no satisfacen la regla
del octeto ni ninguna otra regla. Por ejemplo el NO, que es un gas subproducto de la combustión de la
gasolina en los automóviles y uno de los contaminantes más importantes de la atmósfera, tiene 11
electrones de valencia. Dado que la regla del octeto demanda que los electrones se acomoden por
parejas, al tener un número impar de electrones de valencia, este compuesto no puede satisfacerla.
Existen compuestos estables que tienen como átomo central a uno con menos de ocho electrones. Tal es
el caso de algunos compuestos de boro, como el trifloruro de boro. El boro tiene tres electrones de
valencia, que al compartirse con los electrones del flúor completa seis electrones a su alrededor. Figura
7.
Figura 7
Estructura de Lewis del BF3.
Podríamos escribir la estructura del BF3 con un enlace doble entre un flúor y el átomo de boro. De esta
forma tanto el boro como los tres átomos de flúor cumplirían la regla del octeto. Sin embargo, la evidencia
experimental indica que los enlaces entre el boro y el flúor son sencillos. Aquí es importante resaltar que
la evidencia experimental es más importante que lo que se pueda predecir con la teoría. Así, el
experimento indica que el compuesto BF3 se tiene que tratar como un compuesto que no satisface la
regla del octeto.
La regla del octeto no se cumple en una gran cantidad de compuestos, como en aquéllos en los que
participan el boro o el berilio a los que se les llama compuestos deficientes de electrones, porque tienen
menos electrones de valencia que un octeto.
Existen otros compuestos moleculares en los cuales alguno o algunos de sus átomos tienen con más de
ocho electrones a su alrededor. El fósforo y el azufre son dos ejemplos. El fósforo tiene cinco electrones
de valencia y el azufre seis. Cuando se combinan con algún elemento de la familia de los halógenos
(flúor, cloro, bromo y iodo) pueden compartir diez (Ej. PF5) y hasta doce electrones. (SCl6), que se
muestran en la Figura 8
Figura 8. Estructura de Lewis del pentacloruro de fósforo y el hexafluoruro de azufre.
A esta situación se le conoce como expansión del octeto.
4.2
Enlace covalente.
Cuando uno de los átomos proporcionan ambos electrones, este enlace se manifiesta principalmente como
geometría de los complejos dbido a la hibridación entre los electrones del tipo “ s ” que saltan orbitales
tipo
“ p” sujetos a factores como la vibración y colisión de otros átomos, el ejemplo más típico es el Amonio
cuando reaccionan con el agua.
Ejem:
Amoniaco
Agua
NH
3
+
H O
Amoniaco Hidróxido
H
NH
O H + - Se extraen
4
H
H
H
+ +
+ N +
+ +
H
+
H
+ +
+ O +
+ +
H
N
H
+
H
+ +
-+ O +
+ +
H
H
4.2.1
Teorías para explicar el enlace covalente.
4.2.2
Enlace valencia.
La teoría del enlace de valencia
La superación del modelo de Bohr y el desarrollo del modelo atómico de la mecánica cuántica tuvo una
clara repercusión en las ideas sobre el enlace químico en general y sobre el covalente en particular. Uno
de los enfoques mecanocuánticos del enlace covalente se conoce como teoría del enlace de valencia y
permite comprender en términos no sólo de energías, sino también de fuerzas, el fenómeno del enlace
entre átomos.
La formación del enlace covalente simple tiene lugar cuando los orbitales correspondientes a dos
electrones desapareados de átomos diferentes se superponen o solapan, dando lugar a una región
común en la cual los dos electrones con espines opuestos, tal y como exige el principio de exclusión de
Pauli, ocupan un mismo orbital. Ese par compartido constituye el elemento de enlace entre los dos
átomos.
Así, por ejemplo, cuando dos átomos de H se aproximan suficientemente, existe una disposición en la
cual sus nubes electrónicas están parcialmente solapadas y para la que la energía potencial del conjunto
es mínima, constituyendo, pues, una situación de enlace. En términos electrónicos puede afirmarse que
el orbital 1s de cada átomo de hidrógeno, semiocupado por su electrón correspondiente, es completado
por el electrón del otro átomo de hidrógeno. Los dos electrones con espines opuestos de este par, son
atraídos entonces por cada uno de los núcleos, constituyendo el par de enlace. La existencia de este par
común es lo que determina que los núcleos estén ligados entre sí con las limitaciones que, en cuanto a
proximidad, imponen las fuerzas de repulsión nuclear.
La primitiva idea de comparación de electrones de Lewis sigue, de algún modo, presente en la teoría del
enlace de valencia, aunque se abandona la regla del octete y se sustituye por la condición de que dos
electrones desapareados puedan ocupar un mismo orbital. El número de enlaces covalentes posible
depende, entonces, del número de electrones desapareados presentes en el átomo correspondiente o en
algún estado excitado previo a la formación de la molécula.
Explica propiedades estructurales y magnéticas aunque no explica la gran cantidad de colores en estos
compuestos.
En esta teoría se supone que los enlaces entre los ligandos y el metal son de tipo covalente. Los metales
de transición ubican electrones en orbitales d y para la formación del complejo se postula que el átomo
donador aporta electrones a los orbitales d metálicos con hibridación de tipo d2sp3 o bien sp3d2.
Por ejemplo en el ion [Fe (H2O)6]3+, la configuración del hierro es:
↑↓
Fe[Ar]:
↑
↑
↑
↑
↑↓
4s2
3d6
El ion Fe3+ se forma perdiendo los electrones 4s y un electrón de 3d.
↑
Fe3+[Ar]:
↑
↑
↑
3d5
↑
___
4s
_________
4p
_______________
4d
Para explicar el hecho experimental en nuestro ejemplo de complejo, se supone que cada orbital 3d tiene
un electrón desapareado y los orbitales vacíos 4s, 4p y 4d x2-y2 y 4dz2 se hibridan para ubicar electrones
del complejo. Cada ligando de H2O dona dos electrones y ocupa los seis orbitales híbridos formando seis
enlaces covalentes coordinados. Los electrones se simbolizan con x para diferenciarlos.
Fe3+[Ar]:
↑
↑
↑
3d5
↑
↑
xx
4s
xx xx xx xx xx
sp3d2
Aquí se emplean los orbitales 4d (más externos) por lo que el complejo resultante se llama complejo de
orbital externo.
El ion hexacianoferrato (III), [Fe(CN)6]3- , tiene al Fe3+ como ion d5, pero su momento magnético indica
que tiene un electrón desapareado. Por tanto los orbitales 3d x2-y2 y 3dz2 (orbitales internos) participan en
la hibridación, con los 4s y 4p, dando un complejo de orbital interno.
Fe3+[Ar]:
↑↓
4.2.3
↑↓
↑↓
3d5
↑
xx xx xx xx xx xx
híbridos d2sp3
Hibridación de los orbitales.
La combinación de los orbitale n, l y m nos permite conocer los estados de energía permitidos
para los electrones de un átomo, es decir, los orbitales. Como no existe sobre la posición de un
electrón en un instante dado, hablaremos siempre de nube electrónica para referirnos a esa zona
difusa.
No se puede predecir la órbita de un electrón alrededor del núcleo porque no sigue las mismas
pautas que la órbita de un planeta alrededor del Sol.
La representación gráfica del orbital delimita una zona
en la que existe la máxima probabilidad de encontrar
al electrón.
El concepto de órbita de Bohr no sirve para explicar la complejidad de los desdoblamientos de
las
líneas
espectrales
en
presencia
de
un
campo
magnético.
El tercer número cuántico (llamado magnético) nos permite conocer la orientación espacial de los
orbitales. (en la siguiente imagen se representa el conjunto de orbitales p)
Cuando tratamos de explicar los enlaces y la geometría de muchas moléculas a través de la unión
de orbitales puros, nos encontramos con modelos que no están de acuerdo con la realidad. El
primer caso que trataremos será el de los compuestos carbono-hidrógeno. En el diagrama
electrónico vemos que el carbono (Z=6) puede adquirir la covalencia 4 con un salto de un
electrón al subnivel 2pz.
Si los enlaces C-H se formasen a partir del orbital 1s del hidrógeno y de los orbitales s y p del
carbono, la molécula de metano tendría tres enlaces de igual energía (s-p) y otro de distinta
energía
(s-s).
El
comportamiento químico del CH4 nos permite asegurar que todos los enlaces C-H son idénticos.
Por tanto, el carbono ha de disponer de orbitales de igual energía. (este diagrama está
simplificado y es puramente orientativo)
Mediante
un
procedimiento
de
HIBRIDACIÓN,
un
grupo
de
orbitales de valencia de diferentes energías dan lugar a otro número igual de orbitales, de
características híbridas, y de la misma energía. En general, a partir de orbitales puros
heterogéneos (s, p, d...) se pueden obtener orbitales híbridos homogéneos (p.ej: sp3d, etc).
En el caso que nos ocupa, hemos obtenido 4 orbitales homogéneos llamados sp3 debido a la
proporción existente entre los puros (un 25% de características s y un 75% de p).
Se han formado cuatro enlaces sigma s-sp3 (existe otro tipo de enlaces llamados pi cuando no
hay contacto directo entre los orbitales, como ocurre en las moléculas de eteno y etino). Como
otras moléculas de la misma hibridación, el metano tiene estructura tetraédrica, con los
hidrógenos en los vértices y el carbono "flotando" en el centro geométrico del tetraedro.
4.2.3.1 Teoría de la hibridación.
Formación, representación y características de
los orbitales híbridos:
sp3,sp2,sp,d2sp3,dsp2,sd3,dsp3
4.3
Enlace iónico.
Enlace iónico
Trataremos de encontrar un modelo que explique las siguientes propiedades observables, encontradas
en un gran número de sustancias:
- Sólidos cristalinos de alto punto de fusión, pero quebradizos.
- No conducen la corriente en estado sólido, pero sí fundidos
- Pueden ser solubles en agua o no; si sí se disuelven, sus disoluciones
conducen la corriente.
Podemos suponer a estos materiales compuestos por partículas cargadas, unas negativas y otras
positivas.
Como tanto las atracciones entre cargas opuestas como las repulsiones entre cargas iguales son muy
fuertes, este conjunto de cargas se acomoda en el espacio de modo que las atracciones se maximicen
mientras que las repulsiones de minimicen.
Esto da lugar a estructuras muy ordenadas, que generan en las superficies caras planas, con ángulos y
aristas bien definidas. (estructura cristalina). El caso más simple es el del NaCl en el que cada ion Na+ se
encuentra en el centro de un octaedro, de seis Cl- colocados en los vértices. A su vez, cada Cl- también
está rodeado de seis Na+ colocados a su alrededor en un arreglo octaédrico. (Fig. 1).
Esta propuesta también puede explicar, además de los elevados puntos de fusión, la propensión a
quebrarse, ya que al aplicar un poco de presión, si se desplaza una capa de iones tan sólo una posición,
los iones de carga igual quedan en contacto, y la intensa repulsión entre ellos provoca la ruptura.
En estado sólido no existe conductividad eléctrica, ya que las cargas se encuentran totalmente fijas en la
red cristalina, mientras que si ésta se rompe, ya sea mediante la fusión o la disolución, los iones
adquieren movilidad y pueden transportar la carga de una terminal eléctrica a la otra.
Ejemplos: Los más simples son los compuestos binarios (de dos elementos) de un metal (que tienen
facilidad a perder electrones, formando cationes ) y un no metal, (que tienen facilidad a ganar electrones,
formando aniones), como los halogenuros, óxidos y sulfuros de cualquier catión metálico.
Los metales, tienden a perder un número de electrones tal que el catión que se forme tenga en su última
capa ocho electrones, igual que los gases nobles. Este comportamiento está asociado con una baja
electronegatividad, propiedad que discutiremos más adelante.
Así, los metales alcalinos –el grupo 1- que tienen sólo un electrón de valencia, formarán cationes
monovalentes, Li+, Na+, K+, etc.
Los metales alcalino-térreos –el grupo 2- que tienen dos electrones de valencia, formarán cationes
divalentes, Mg2+, Ca2+, Ba2+, etc.
Los no-metales, por su parte, tenderán a ganar los electrones necesarios para tener también ocho
electrones en su última capa, como los gases nobles. Este comportamiento está asociado con una alta
electronegatividad de los no-metales.
Así los halógenos,- grupo 17- que tienen siete electrones en su capa de valencia, ganarán fácilmente un
electrón para formar aniones monocargados, F-, Cl-, Br-, I-. Por su parte los elementos del grupo 16,
también llamados calcógenos, forman aniones dicargados, como el O 2-, S2-, Se2-, Te2-.
Esta tendencia a tener OCHO electrones en la capa de valencia, fue reconocida desde principios del siglo
20 por Gilbert N. Lewis, quien la describió como la Regla del Octeto, uno de los primeros esfuerzos por
sistematizar y racionalizar el comportamiento químico de los elementos. Lewis introdujo también una
manera gráfica de representar a los átomos al formar compuestos, rodeados por puntos, que representan
a sus electrones de valencia.
Así, la formación del cloruro de sodio a partir de átomos de sodio y átomos de cloro, se representa de la
siguiente manera:
De manera semejante, el fluoruro de magnesio
CUIDADO: Estas representaciones muestran como se distribuyen los electrones en una fórmula mínima
de NaCl o MgF2, pero hay que recordar que estas sustancias no están compuestas de moléculas
discretas, sino que forman redes con enlaces multidireccionales.
Enlace Iónico
Cuando un metal reacciona con un no metal para adquirir la configuración electrónica del gas
noble inmediato, se transfieren electrones de los átomos del metal a los del no metal y se forma
un compuesto iónico o electrovalente. los átomos de los no metales se convierten en iones
positivos o cationes por la perdida de electrones y los átomos de los no metales, al ganar
electrones, forman iones negativos o aniones. Los iones formados se atraen entre sí y forman un
cristal.
Enlace iónico es la unión de un metal con un no metal por transferencia de electrones; es decir, es
la unión debida a la perdida de electrones del metal y a la ganancia de electrones del no metal,
formándose iones con carga opuesta.
Enlace iónico es la fuerza de atracción electrostática entre iones de carga opuesta formados por
transferencia de electrones.
Consideremos la reacción entre un átomo de sodio (metal) que está en el grupo I-A con un átomo
de cloro (no metal) que pertenece a la familia VII A.
El sodio reacciona con el cloro para formar cloruro de sodio.
2Na
+
Cl2
2NaCl
De acuerdo con la regla del octeto, estos átomos al combinarse deben adquirir la configuración
del gas noble inmediato. En este caso cuando el sodio se combina, adquiere por pérdida de un
electrón la configuración del neón, que es 1s2 2s2 2p6; deja así ocho electrones en su último nivel
energético y forma una especie química con carga 1+.
Na
1s2 2s2 2p6
3s1
Na+
11 protones 11 1 electrón de
electrones
valencia
1s2 2s2 2p6
11protones
10electrones
Nivel externo
con
8
electrones
Ion Na+
A su vez, el cloro al combinarse con el sodio tiende a ganar un electrón formando un ion negativo
y adquiriendo la configuración del argón, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6, que es el gas noble inmediato.
Cl
1s2 2s2 2p6
3s23p5
17 protones 7 electrones de
17
valencia
electrones
Cl
1s2 2s2 2p63s23p6
17
protones
electrones
18 Nivel externo
con
8
electrones
Ion
La reacción entre estos dos elementos implica la transferencia de un electrón del átomo de sodio
(metal) el átomo de cloro (no metal) para formar iones sodio Na+ y iones cloruro Cl-, que tiene
carga opuesta y se atraen mutuamente formándose un enlace iónico.
En la reacción, el número total de electrones perdidos por los átomos de sodio involucrados, debe
ser igual al número total de electrones ganados por los átomos de cloro y, por consiguiente, el
número de iones de sodio obtenidos es igual al de iones cloruro producidos y la fórmula NaCl da
la proporción más sencilla de iones presentes en el compuesto. Estos iones se atraen mutuamente
y forman un cristal.
Los iones se enlazan como conjuntos y se arreglan en el estado sólido siguiendo un patró_n
tridimensional que forma una red cristalina en donde los iones positivos y negativos ocupan
posiciones específicas de acuerdo con su tamaño y su carga.
En el caso de la red cristalina de cloruro de sodio, ningún ion puede considerarse como
perteneciente exclusivamente al otro. Por lo contrario, cada ion sodio se encuentra rodeado y
equidistante de seis iones cloruro y a su vez cada ion cloruro está rodeado y equidistante de seis
iones sodio. Debido a la disposición de los iones en el cristal, la repulsión de iones de la misma
carga es superada por la atracción de los iones de la carga contraria que mantienen al cristal
junto.
Es por esto que no es posible referirnos a ninguna molécula en particular en el estado sólido. La
totalidad del cristal constituye una macromolécula. La fórmula NaCl para el cloruro de sodio
representa en realidad una fórmula empírica, pues sólo nos indica una simple relación de iones
Na+ a iones Cl -.
En las reacciones iónicas, debido a la pérdida o ganancia de electrones, los elementos de los
grupos A formar iones isoelectrónicos (la misma configuración electrónica) con un gas noble. Por
lo general, estos iones tienen ocho electrones en el nivel externo, excepto aquellos que adquieren
la del helio, que es 1s2.
El berilio (grupo II A) y el flúor (grupo VII A) reaccionan entre sí para formar fluoruro de berilio
(BeF2) de manera análoga al sodio y al cloro, pero con la diferencia electrónica del 4Be : 1s2 2s2.
El berilio posee dos electrones de valencia.
Configuración electrónica del 9F : 1s2 2s2 2p5.
El flúor tiene siete electrones de valencia.
Debido a que el número de electrones perdidos por los átomos metálicos debe ser igual al número
de los ganados por los no metálicos, por cada átomo de berilio se necesitarán dos de flúor para
formar el compuesto iónico BeF2.
El cloro y el flúor que pertenecen al mismo grupo (VII A) tienen un comportamiento semejante al
unirse a los metales, ambos ganan un electrón formando iones 1-; esto nos indica que todos los
elementos de una fammilia en igualdad de condiciones actuarán en forma similar.
En general, el enlace iónico se forma entre metales de baja electronegatividad, que tiende a ceder
electrones, y no metales de alta electronegatividad, que tienden a aceptarlos.
Elemento
Electronegatividad
Diferencia
de Enlace iónico
electronegatividad
Na
0.9
3.0 - 0.9 = 2.1
Na+ Cl
Cl
3.0
Be
1.5
4.0 - 1.5 = 2.5
Be2+ F2-
F
4.0
4.3.1
Requisitos para la formación de un enlace
iónico.
Cuando se combinan átomos de elementos metálicos (de bajo potencial de ionización,
por lo que es fácil arrancarles electrones) con átomos de elementos no metálicos (de
alta afinidad electrónica, por lo que ganan electrones con facilidad) el camino que
suelen seguir estos átomos para completar su última capa es que el átomo del metal
pierde electrones y el del no metal los gane.
Esto es lo que ocurre cuando se combinan el sodio y el cloro. El sodio tiene un único
electrón en su capa más externa, y lo pierde con facilidad. De este modo su capa más
externa pasa a ser una capa completa. Por su parte, el cloro tiene siete electrones en
su capa más externa y facilidad para ganar otro electrón. De esta forma completa su
última capa de electrones. El electrón de la capa más externa del sodio es transferido a
la capa más externa del sodio, quedando ambos con su capa más externa completa. En
este momento el sodio tiene 11 protones en su núcleo y 10 electrones en su corteza,
por lo que tiene una carga de +1, y lo representamos como Na+. El cloro tiene ahora 17
protones en su núcleo y 18 electrones en su corteza, por lo que tiene una carga de -1, y
lo representamos como Cl-.
4.3.2
Propiedades de los compuestos iónicos.
Las grandes energias reticulares de los compouesto ionicos son el resulatado de la existencia
de intensas fuerzas electrostáticas entre los iones componentes de la red cristalina. Dichas
fuerzas deben ser superadas tanto para fundir el solido cristalino como para vaporizarlo.
Estas potentes duerzas interionicas son las responsables de los elevados valores de sus
calores de fusion y vaporizacion, asi como de sus altos puntos de fusion y ebullición. Y lo son
tambien de otras propiedades fisicas: elevada densidad, rigidez, relativa incomprensibilidad
y fragilidad.
Experiemntalemente se comprueba que los compuestos ionicos son, en general, insolubles
en compuestos apolares como el tetracloruro de carbono o el tolueno, variablemente
solubles en disolventes polares y hata muy solubles en disolventes fuertemente polares
como el agua.
Los compuestos ionicos no conducen la electricidad en estados solido, pero son conductores
a temperaturas ligeramente inferiores a su punto de fusion o en estado liquido. Esto debido
a que se puede producir la migración de los distintos iones a sus respectivos electrodos.
Como es logico, tambien resultan conductoras las disoluciones de estos compuestos, pero en
este caso es posible la movilidad de los iones en presencia de un campo electrico.
4.3.3
Formación de iones.
4.3.4
Redes cristalinas.
4.3.4.1 Estructura.
LA ESTRUCTURA CRISTALINA
Un sólido cristalino, o cristal, es una ordenación periódica de estructuras idénticas.
La estructura idéntica que se repite, recibe el nombre de base cristalina. La estructura
sobre la que se repite, el de red cristalina, (Fig.1.1).
Figura 1.1.- Cristal, celdilla primitiva y celdilla de
Wigner- Seitz en dos dimensiones
Tres vectores, , a b y c r r r definen una red cristalina a través de tres enteros n1, n2 y n3, de modo que
si 0 r r es el vector de posición de un punto de la red, el expresado por: 0 r = r +Tr r r (1.1) también lo es.
El vector 1 2 3 T = na + n b + n c r r r r (1.2) define el grupo de traslaciones del cristal. En toda red
cristalina se pueden encontrar (y no de forma única) tres vectores de forma que dos puntos reticulares
cualesquiera están siempre relacionados por una expresión del tipo (1.1) con n1, n2 y n3 enteros. Los
vectores y a, b c r r rque cumplen también esto, definen una celdilla que también por traslación genera el
cristal. Se la llama celdilla primitiva porque es la de volumen mínimo que por traslación reproduce el
cristal. Si hubiera otra de menor volumen y tomando n1, n2 y n3 enteros, no encontraríamos
necesariamente
un punto reticular (Fig. 1.1). Es fácil comprender que a cada celdilla primitiva le corresponde un solo
punto reticular (con su correspondiente base cristalina). La celdilla primitiva no es única. Una forma de
concretar la celdilla primitiva es bisecar por planos los segmentos que unen un punto reticular a sus
próximos vecinos. En este caso recibe el nombre de celdilla elemental de Wigner-Seitz (Fig. 1.1) y
cumple con los postulados anteriores. En particular, es evidente que sólo contiene un punto reticular. Las
redes cristalinas se llaman también redes de Bravais y hay 14 diferentes agrupadas en 7 sistemas
cris talinos (Fig. 1.2).
4.3.4.2
Energía.
Energía reticular, energía desprendida cuando se forma un mol de un compuesto iónico
a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso.
La energia reticular, Er, es la energía que se desprende en la reacción:
X-(g) + M+(g) ? MX(s) - Er
Todos aquellos elementos en los que la energía reticular compense la energía
necesaria para su ionización tendrán tendencia a formar un enlace iónico, y esto ocurre
cuando se combinan elementos de alta electronegatividad (no metales) con elementos
poco electronegativos (metales).
Evidentemente, para romper un mol de compuesto iónico en sus iones
correspondientes y llevar estos iones al estado gaseoso se necesita aportar una
cantidad de energía igual a la energía reticular.
La energía reticular se puede calcular de forma teórica utilizando una expresión
matemática conocida como expresión de Born, y de forma experimental aplicando la ley
de Hess. Este último procedimiento, conocido como ciclo de Born-Haber, implica la
determinación experimental de la entalpía de formación del compuesto iónico, las
energías de sublimación y de ionización del metal, la energía de disociación y la
afinidad electrónica del no metal, energías todas ellas más fáciles de calcular
experimentalmente que la energía reticular.
4.3.4.3
4.4
Radios iónicos.
Enlace metálico.
Enlace metálico
Antes de proponer un modelo de enlace en los metales, conviene tener en mente las propiedades
observables de éstos que deseamos ser capaces de explicar.
Los metales presentan, además de conductividad eléctrica, conductividad térmica. Esta última se
manifiesta mediante la sensación fría que nos dejan al tocarlos, signo de que el calor sale de nosotros,
fluyendo desde nuestras manos hacia ellos.
Otra propiedad importante es la maleabilidad, que es la facilidad con la que se pueden moldear y laminar,
ya que a diferencia de otros materiales, no son quebradizos.
El modelo más simple que explica estas propiedades es el del “mar de electrones”. En este modelo se
supone al material metálico compuesto por una red tridimensional de cationes, dentro de un mar formado
por los electrones de valencia. Estos electrones se mantienen unidos a la red de cationes mediante
atracciones electrostáticas, pero están distribuidos uniformemente en toda la estructura, de modo que
ningún electrón está asignado a algún catión específico.
Esta movilidad de los electrones explica la conductividad eléctrica al aplicar una diferencia de potencial ya
que éstos fluyen, de la terminal negativa hacia la positiva. La conductividad térmica, también puede
explicarse gracias a esa alta movilidad de los electrones, que transfieren fácilmente energía cinética por
todo el sólido.
La capacidad de deformación se explica ya que los átomos metálicos pueden moverse sin que se rompan
enlaces específicos, ni que se creen repulsiones entre átomos vecinos, ya que éstos al desplazarse,
ocupan posiciones equivalentes en la red. En la Figura 4 se muestra la red cristalina del hierro. ¿Otros
ejemplos?: la mayoría de los elementos de la tabla periódica. Haz una lista de ellos.
Figura 4.- Red cristalina del Fe.
Enlace Metálico
Las propiedades físicas y químicas de los metales no pueden explicarse por medio
de la formación de enlaces iónico o covalente. Una de las propiedades de los
metales es la capacidad para conducir con facilidad la corriente eléctrica. Esta
facilidad de conducción nos indica que en los metales existe una fuente accesible
de electrones, por lo que los electrones de valencia deberán estar en libertad,
circulando por ciertos niveles de energía del conjunto de átomos que forma el trozo
metálico.
Actualmente se considera que un metal está formado por una red rígida de iones
positivos sumergidos en una nube o en una atmósfera de electrones libres.
El enlace metálico permite explicar la tenacidad, la alta densidad, la maleabilidad y
la ductibilidad de los metales. Aunque los iones positivos ocupan una posición
estacionaria relativa en la nube de electrones, pueden deslizarse uno sobre otro
fácilmente, por lo que no sufren fracturas al martillarse para hacerse láminas muy
delgada (maleabilidad) o al estirarse en hilos o alambres muy delgados
(ductibilidad).
La alta conductibilidad eléctrica de los metales se debe al enlace metálico. El hecho
de que los electrones circulen por el metal con una velocidad muy grande nos
indica que algunos de los electrones de los átomos metálicos se encuentren
El rápido fluir del calor en los metales indica que los electrones con más energía de
la zona caliente se muenven rápidamente y se mezclan con los electrones menos
energéticos de la zona fría. El movimiento de los electrones de valencia en los
metales y su intercambio de energía cinética es análogo al movimiento de las
moléculas de un gas.
En conclusión, un metal es una substancia que consta de iones cargados
positivamente, fijos en la red metálica, con electrones que se mueven libremente a
través del sólido. Los electrones libres actúan como una fuerza de cohesión, sin la
cual los iones positivos se repelerían entre sí. Por esta razón se dice que los
electrones móviles son el enlace metálico.
El enlace metálico es fuerte. La mayoria de los metales tienen puntos de fusión
elevados, altas densidades y estructuras en las cuales los iones positivos están
empacados de manera compacta. A diferencia de los cristales iónicos, las
posiciones de los iones positivos pueden alterarse sin destruir el cristal, porque al
moverse libremente los electrones generan una nube uniforme de carga negativa.
4.4.1
Clasificación de los sólidos en base a su
conductividad eléctrica; aislante, semiconductor,
conductor.
Muchas de las propiedades eléctricas de los sólidos se interpretan en términos de energía, de la
misma manera que ocurre en los átomos individuales. Tanto en los cuerpos sólidos como en los átomos
que los componen, el electrón desempeña un papel de gran importancia, sólo que, mientras que en los
átomos las energías de los electrones están confinadas en niveles discretos, en los sólidos se extienden
en bandas de energía. Estas bandas proporcionan el marco conceptual necesario para la discusión de la
conducción.
En sus primeros esfuerzos para explicar la estructura electrónica de los metales, los científicos
desarrollaron teorías acerca de las propiedades de la buena conductividad térmica y eléctrica para apoyar
a su vez, a la teoría de que los metales se componen de átomos ionizados, cuyos electrones libres
forman un “mar” homogéneo de carga negativa. La atracción electrostática entre los iones positivos del
metal y los electrones libres, se consideró la responsable del enlace entre los átomos del metal. Así, se
pensaba que el libre movimiento de los electrones era la causa de su alta conductividad eléctrica y
térmica. La principal objeción a esta teoría es que en tal caso los metales debían tener un calor específico
superior al que realmente tienen.
En 1928, el físico alemán Arnold Sommerfield sugirió que los electrones en los metales se encuentran
en una disposición cuántica en la que los niveles de baja energía disponibles para los electrones se
hallan casi completamente ocupados. En el mismo año, el físico suizo estadounidense Felix Bloch, y
más tarde el físico francés Louis Brillouin, aplicaron esta idea en la hoy aceptada “teoría de la bandas”
para los enlaces en los sólidos metálicos.
De acuerdo con esta teoría, todo átomo de metal tiene un número limitado de electrones de
valencia con los cuales unirse a los átomos vecinos. Por ello se requiere un amplio reparto de
electrones entre los átomos individuales. El reparto de electrones se consigue por la superposición de
orbitales atómicos de energía equivalente con los átomos adyacentes. Esta superposición va
recorriendo toda la muestra del metal, formando amplios orbitales que se extienden por todo el sólido,
en vez de pertenecer a átomos concretos. Cada uno de estos orbitales tiene un nivel de energía distinto
debido a que los orbitales atómicos de los que proceden, tenían a su vez diferentes niveles de energía.
En esta teoría se dice que los grupos de electrones residen en bandas, constituidas por conjuntos de
orbitales (Figura 9.1). Esto significa que los niveles de energía originales para los electrones se
modifican de alguna manera. Los orbitales, cuyo número es el mismo que el de los orbitales atómicos,
tienen dos electrones cada uno y se van llenando en orden de menor a mayor energía hasta agotar el
número de electrones disponibles.
Cuando dos átomos se colocan los suficientemente próximos para interaccionar dinámicamente,
ación de los diversos
niveles
de energía
en fuerzas
el átomo,de
deun
acuerdo
la teoría sobre
de bandas.
esto
es, para
que las
átomoa influyan
el otro, sus niveles de energía se separan (se
escinden). La naturaleza de esta separación y la forma en que dependen de su distancia de
acercamiento varían de elemento a elemento. En algunos casos los niveles que se han separado
pueden entrecruzarse para ciertas distancias interatómicas y separarse de nuevo para otras distancias.
Cuando se colocan próximos más de dos átomos idénticos, el proceso de separación de los
niveles de energía continúa hasta dar una multitud de niveles, muy próximos entre sí, que forman
bandas de energía con las que los electrones atómicos pueden moverse. La situación resultante se
puede representar como en la figura 9.1.
En lo que se refiere a los niveles de los electrones internos en los átomos con muchos
electrones, dichos niveles no se separan en bandas, debido al efecto de pantalla de los electrones de
las capas externas, lo que impide que los electrones internos interacciones con los átomos vecinos.
Cada banda tiene un rango de valores de energía, valores que deben poseer los electrones para
poder ser parte de esa banda. En algunos metales se dan interrupciones de energía entre las bandas,
pues los electrones no poseen ciertas valores de energías.
La banda con mayor energía en un metal, llamada banda de conducción, no está llena de
electrones, dado que una característica de los metales es que no poseen suficientes electrones para
llenarla. La banda que le sigue, denominada banda de valencia, posee a todos los electrones del último
nivel energético del átomo, los que participan en los enlaces para la formación de moléculas. Cuando
un electrón ubicado en la banda de valencia adquiere energía, por alguna causa, éste pasa a la banda
superior, que es la de conducción. La elevada conductividad eléctrica y térmica de los metales se
explica así por el paso de electrones a estas bandas con déficit de electrones, provocado por la
absorción de energía térmica.
Una vez ubicado el electrón en la banda de conducción tiene capacidad para transportar energía hacia
otros sitios fuera de su átomo padre; aunque en este intento vuelve a perder la energía ganada y “cae”
nuevamente a la banda de energía inferior, la de valencia.
Entre la banda de valencia y la de conducción existe una banda vacía denominado banda
prohibida, en la cual no existen electrones. Esta banda prohibida representa una barrera para que los
electrones en la banda de valencia no pasen a la banda de conducción, salvo que adquieran la energía
suficiente para superar esa barrera.
Para cuantificar la energía asociada a los electrones, el joule resulta ser una unidad demasiado
grande, por lo que se usa una unidad mas apropiada denominada electrón-volt, cuya equivalencia con
el joule tiene la siguiente explicación: Un electrón de carga Q (1.6 x 10–19 C) realiza un trabajo W
(joules) cuando se desplaza ante una diferencia de potencial V de un volt, lo cual está dada por la
ecuación 9.1.
W = QV = (1.6 x 10–19 C) (1 Volt)
Entonces
(Ecuación 9.1)
1 eV = 1.6 x 10–19 Joules
A partir de la teoría de bandas de energía es que se ha encontrado la explicación del comportamiento
diferente de los materiales ante una corriente eléctrica. De ahí que se hace una clasificación de ellos,
distinguiendo tres grandes grupos: conductores, aisladores y semiconductores.
Conductor eléctrico: Se llama así a cualquier material que ofrezca poca resistencia al flujo de
electricidad. Un conductor es un cuerpo de material con baja resistividad (ver sección 5.1). En los
conductores sólidos la corriente eléctrica es transportada por el movimiento de los electrones; y en
disoluciones y gases, es a través de iones. Ciertos metales, como el cobre, la plata y el aluminio son
excelentes conductores. No existe banda prohibida en estos materiales (figura 9.2). Son sustancias que
poseen muchos electrones libres. El movimiento errático de dichos electrones puede encauzarse en una
dirección aplicando una fuerza y conseguir un flujo electrónico.
AISLANTES ELÉCTRICOS
El aislante perfecto para las aplicaciones eléctricas sería un material absolutamente no
conductor, pero ese material no existe. Los materiales empleados como aislantes siempre
conducen algo la electricidad, pero presentan una resistencia al paso de corriente eléctrica
hasta 2,5 × 1024 veces mayor que la de los buenos conductores eléctricos como la plata o
el cobre. Estos materiales conductores tienen un gran número de electrones libres
(electrones no estrechamente ligados a los núcleos) que pueden transportar la corriente; los
buenos aislantes apenas poseen estos electrones. Algunos materiales, como el silicio o el
germanio, que tienen un número limitado de electrones libres, se comportan como
semiconductores, y son la materia básica de los transistores.
En los circuitos eléctricos normales suelen usarse plásticos como revestimiento aislante para
los cables. Los cables muy finos, como los empleados en las bobinas (por ejemplo, en un
transformador), pueden aislarse con una capa delgada de barniz. El aislamiento interno de
los equipos eléctricos puede efectuarse con mica o mediante fibras de vidrio con un
aglutinador plástico. En los equipos electrónicos y transformadores se emplea en ocasiones
un papel especial para aplicaciones eléctricas. Las líneas de alta tensión se aíslan con vidrio,
porcelana u otro material cerámico.
La elección del material aislante suele venir determinada por la aplicación. El polietileno y
poliestireno se emplean en instalaciones de alta frecuencia, y el mylar se emplea en
condensadores eléctricos. También hay que seleccionar los aislantes según la temperatura
máxima que deban resistir. El teflón se emplea para temperaturas altas, entre 175 y 230 ºC.
Las condiciones mecánicas o químicas adversas pueden exigir otros materiales. El nylon
tiene una excelente resistencia a la abrasión, y el neopreno, la goma de silicona, los
poliésteres de epoxy y los poliuretanos pueden proteger contra los productos químicos y la
humedad.
AISLANTES TÉRMICOS
Los materiales de aislamiento térmico se emplean para reducir el flujo de calor entre zonas
calientes y frías. Por ejemplo, el revestimiento que se coloca frecuentemente alrededor de
las tuberías de vapor o de agua caliente reduce las pérdidas de calor, y el aislamiento de las
paredes de una nevera o refrigerador reduce el flujo de calor hacia el aparato y permite que
se mantenga frío.
El aislamiento térmico puede cumplir una o más de estas tres funciones: reducir la
conducción térmica en el material, que corresponde a la transferencia de calor mediante
electrones; reducir las corrientes de convección térmica que pueden establecerse en
espacios llenos de aire o de líquido, y reducir la transferencia de calor por radiación, que
corresponde al transporte de energía térmica por ondas electromagnéticas. La conducción y
la convección no tienen lugar en el vacío, donde el único método de transferir calor es la
radiación. Si se emplean superficies de alta reflectividad, también se puede reducir la
radiación. Por ejemplo, puede emplearse papel de aluminio en las paredes de los edificios.
Igualmente, el uso de metal reflectante en los tejados reduce el calentamiento por el sol.
Los termos o frascos Dewar (véase Criogenia) impiden el paso de calor al tener dos paredes
separadas por un vacío y recubiertas por una capa reflectante de plata o aluminio. Veáse
también Transferencia de calor.
El aire presenta unas 15.000 veces más resistencia al flujo de calor que un buen conductor
térmico como la plata, y unas 30 veces más que el vidrio. Por eso, los materiales aislantes
típicos suelen fabricarse con materiales no metálicos y están llenos de pequeños espacios de
aire. Algunos de estos materiales son el carbonato de magnesio, el corcho, el fieltro, la
guata, la fibra mineral o de vidrio y la arena de diatomeas. El amianto se empleó mucho
como aislante en el pasado, pero se ha comprobado que es peligroso para la salud y ha sido
prohibido en los edificios de nueva construcción de muchos países.
En los materiales de construcción, los espacios de aire proporcionan un aislamiento
adicional; así ocurre en los ladrillos de vidrio huecos, las ventanas con doble vidrio
(formadas por dos o tres paneles de vidrio con una pequeña cámara de aire entre los
mismos) y las tejas de hormigón (concreto) parcialmente huecas. Las propiedades aislantes
empeoran si el espacio de aire es suficientemente grande para permitir la convección
térmica, o si penetra humedad en ellas, ya que las partículas de agua actúan como
conductores. Por ejemplo, la propiedad aislante de la ropa seca es el resultado del aire
atrapado entre las fibras; esta capacidad aislante puede reducirse significativamente con la
humedad.
Los costes de calefacción y aire acondicionado en las viviendas pueden reducirse con un
buen aislamiento del edificio. En los climas fríos se recomiendan unos 8 cm de aislamiento
en las paredes y entre 15 y 20 cm de aislamiento en el techo.
Recientemente se han desarrollado los llamados superaislantes, sobre todo para su empleo
en el espacio, donde se necesita protección frente a unas temperaturas externas cercanas al
cero absoluto. Los tejidos superaislantes están formados por capas múltiples de mylar
aluminizado, cada una de unos 0,005 cm de espesor, separadas por pequeños espaciadores,
de forma que haya entre 20 y 40 capas por centímetro.
SEMICONDUCTOR
Semiconductor, material sólido o líquido capaz de conducir la electricidad mejor que un
aislante, pero peor que un metal. La conductividad eléctrica, que es la capacidad de conducir
la corriente eléctrica cuando se aplica una diferencia de potencial, es una de las propiedades
físicas más importantes. Ciertos metales, como el cobre, la plata y el aluminio son
excelentes conductores. Por otro lado, ciertos aislantes como el diamante o el vidrio son
muy malos conductores. A temperaturas muy bajas, los semiconductores puros se
comportan como aislantes. Sometidos a altas temperaturas, mezclados con impurezas o en
presencia de luz, la conductividad de los semiconductores puede aumentar de forma
espectacular y llegar a alcanzar niveles cercanos a los de los metales. Las propiedades de los
semiconductores se estudian en la física del estado sólido.
ELECTRONES DE CONDUCCIÓN Y HUECOS
Entre los semiconductores comunes se encuentran elementos químicos y compuestos, como
el silicio, el germanio, el selenio, el arseniuro de galio, el seleniuro de cinc y el telururo de
plomo. El incremento de la conductividad provocado por los cambios de temperatura, la luz
o las impurezas se debe al aumento del número de electrones conductores que transportan
la corriente eléctrica. En un semiconductor característico o puro como el silicio, los
electrones de valencia (o electrones exteriores) de un átomo están emparejados y son
compartidos por otros átomos para formar un enlace covalente que mantiene al cristal
unido. Estos electrones de valencia no están libres para transportar corriente eléctrica. Para
producir electrones de conducción, se utiliza la luz o la temperatura, que excita los
electrones de valencia y provoca su liberación de los enlaces, de manera que pueden
transmitir la corriente. Las deficiencias o huecos que quedan contribuyen al flujo de la
electricidad (se dice que estos huecos transportan carga positiva). Éste es el origen físico del
incremento de la conductividad eléctrica de los semiconductores a causa de la temperatura.
DOPAR
Otro método para obtener electrones para el transporte de electricidad consiste en añadir
impurezas al semiconductor o doparlo. La diferencia del número de electrones de valencia
entre el material dopante (tanto si acepta como si confiere electrones) y el material receptor
hace que crezca el número de electrones de conducción negativos (tipo n) o positivos (tipo
p). Este concepto se ilustra en el diagrama que se muestra a continuación, que representa
un cristal de silicio dopado. Cada átomo de silicio tiene cuatro electrones de valencia
(representados mediante puntos). Se requieren dos para formar el enlace covalente. En el
silicio tipo n, un átomo como el del fósforo (P), con cinco electrones de valencia, reemplaza
al silicio y proporciona electrones adicionales. En el silicio tipo p, los átomos de tres
electrones de valencia como el aluminio (Al) provocan una deficiencia de electrones o huecos
que se comportan como electrones positivos. Los electrones o los huecos pueden conducir la
electricidad.
Cuando ciertas capas de semiconductores tipo p y tipo n son adyacentes, forman un diodo
de semiconductor, y la región de contacto se llama unión pn. Un diodo es un dispositivo de
dos terminales que tiene una gran resistencia al paso de la corriente eléctrica en una
dirección y una baja resistencia en la otra. Las propiedades de conductividad de la unión pn
dependen de la dirección del voltaje, que puede a su vez utilizarse para controlar la
naturaleza eléctrica del dispositivo. Algunas series de estas uniones se usan para hacer
transistores y otros dispositivos semiconductores como células solares, láseres de unión pn y
rectificadores. Véase Electrónica; Energía solar.
Los dispositivos semiconductores tienen muchas aplicaciones en la ingeniería eléctrica. Los
últimos avances de la ingeniería han producido pequeños chips semiconductores que
contienen cientos de miles de transistores. Estos chips han hecho posible un enorme grado
de miniaturización en los dispositivos electrónicos. La aplicación más eficiente de este tipo
de chips es la fabricación de circuitos de semiconductores de metal-óxido complementario o
CMOS, que están formados por parejas de transistores de canal p y n controladas por un
solo circuito. Además, se están fabricando dispositivos extremadamente pequeños utilizando
la técnica epitaxial de haz molecular.
4.4.2
Teoría para explicar el enlace y propiedades
(conductividad) de un arreglo infinito de átomos a
un cristal: Teoría de las bandas.
4.5
Fuerzas intermoleculares y propiedades físicas.
Fuerzas intermoleculares, fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas. El
comportamiento molecular depende en gran medida del equilibrio (o falta de él) de las
fuerzas que unen o separan las moléculas, y el estudio de esos fenómenos fue parte
importante del desarrollo de la química física en el siglo XX.
Las fuerzas de atracción explican la cohesión de las moléculas en los estados líquido y
sólido de la materia, y se llaman fuerzas de largo alcance o fuerzas de van der Waals en
honor al físico holandés Johannes Diderik van der Waals. Estas fuerzas son las responsables
de muchos fenómenos físicos y químicos como la adhesión, el rozamiento, la difusión, la
tensión superficial y la viscosidad.
El fenómeno de las fuerzas de corto alcance o repulsivas es más complejo, y aún no se
conoce por completo, pero se observa normalmente entre moléculas que no interaccionan
químicamente. Estas fuerzas empiezan a ser importantes cuando las nubes electrónicas se
sobreponen (solapan), y la energía correspondiente se denomina energía de intercambio o
de superposición. La energía de intercambio repulsiva es la responsable de la rigidez
mecánica o impenetrabilidad de las moléculas y de los límites de compresibilidad de la
materia. Las fuerzas de intercambio pueden ser también de atracción, como las de los
átomos que reaccionan químicamente entre sí. Estas fuerzas de atracción se llaman fuerzas
de valencia y desempeñan un papel muy importante en el campo de la química.
Las fuerzas intermoleculares.
La fuerza molecular, consiste en la atracción o la repulsión, de naturaleza eléctrica, de moléculas entre sí.
Son las que determinan las distancias de las moléculas entre ellas, y son las causantes de choques entre
las moléculas y de los movimientos dentro de un material.
Fuerzas Intermoleculares
En una molécula, los átomos se mantienen unidos por medio de enlace covalentes; la estructura y la
forma molecular están determinados por las propiedades de los átomos constituyentes y los enlaces
químicos entre ellos.
El hecho de que substancias formadas por moléculas independientes se encuentren en estado líquido y
sólido, señala que deben de existir fuerzas de atracción entre las moléculas. Ahora bien, la mayoría de
las reacciones químicas involucran interacciones moleculares, por lo que es importante considerar este
tipo de fuerzas intermoleculares, cuya magnitud se refleja en propiedades como el calor de fusión, de
vaporización, solubilidad, etc. Entre las fuerzas intermoleculares se tiene: las dipolo-dipolo, enlace de
hidrógeno, etcétera.
4.5.1
Tipo de fuerzas.
4.5.1.1 Van der Waals.
Fuerza de van der Waals, fuerza intermolecular atractiva, pero poco intensa, que se ejerce a
distancia entre moléculas. Son fuerzas de origen eléctrico que pueden tener lugar entre
dipolos instantáneos o inducidos y entre dipolos permanentes.
Las fuerzas entre dipolos instantáneos o inducidos se producen entre moléculas no polares
como es el caso del oxígeno, el nitrógeno o el cloro, y también entre átomos como el helio o
el neón, y reciben el nombre de fuerzas de dispersión. Este tipo de fuerzas es el responsable
de que estas sustancias puedan ser licuadas e incluso solidificadas. Las nubes electrónicas
de las moléculas o de los átomos sufren vibraciones y producen dipolos con una orientación
determinada, pero de vida muy breve ya que un instante después el dipolo tiene la
orientación contraria. Estos dipolos inducen otra deformación en las moléculas contiguas y
originan fuerzas de atracción entre ellas.
Las fuerzas entre dipolos permanentes se producen cuando las moléculas son polares, como
el dióxido de azufre (SO2) o el monóxido de carbono (CO), y existe atracción entre el polo
de una molécula y el polo opuesto de otra molécula contigua. Estas fuerzas siguen siendo
débiles pero son más intensas que las fuerzas de dispersión y, aunque éstas siguen
existiendo, predominan las de atracción dipolo-dipolo.
Las fuerzas de Van der Waals son aquellas interacciones intermoleculares que tienen como característica
ser las más débiles. Otra particularidad es que se llevan a cabo entre moléculas no polares, pero debido
al movimiento continuo de los electrones se producen ligeras cargas negativas y positivas a lo largo de
las moléculas y las atracciones entre los polos opuestos, originándose precisamente las fuerzas de Van
der Waals. Estas fuerzas son todas de atracción en la naturaleza y juegan un papel importante en la
determinación de las propiedades físicas de las sustancias, tales como puntos de fusión, puntos de
ebullición y solubilidades.
La distancia entre moléculas (o especies monoatómicas) en un sólido o líquido está determinada por el
balance entre fuerzas de Van der Waals de atracción y las fuerzas de repulsión entre los electrones y
entre los núcleos. El radio de Van der Waals es la mitad de la distancia entre dos átomos no enlazados
equivalentes en su distribución más estable, esto es, cuando las fuerzas netas de atracción están al
máximo.
La diferencia principal entre el radio atómico y el radio iónico, por un lado, y el radio de Van der Waals,
por otro lado, es que este último se aplica a átomos que no están enlazados químicamente entre sí. Por
ejemplo dos átomos de helio no se combinan para formar la molécula de He 2, pero los átomos de He sí
se atraen mediante las fuerzas de dispersión. Es posible imaginar, en el He líquido, que los átomos se
atraen entre sí hasta que las fuerzas netas de atracción están al máximo. Si dos átomos vecinos
cualesquiera son obligados acercarse más, las fuerzas de repulsión entre los electrones y entre los
núcleos provocarían que el sistema perdiera estabilidad. En las condiciones de máxima atracción, la
mitad de la distancia entre dos átomos de He adyacentes en helio líquido es el radio de Van der Waals
del átomo de He.
La tabla 1 muestra los radios de Van der Waals de algunos átomos escogidos acomodados en orden
creciente de número atómico.
Atomo
Radio de Van der Waals
(pm)
H C N O F P S 120 165 150 140 135 190
Cl Br I
185 180 195 215
4.5.1.2
Dipolo-dipolo.
Las fuerzas dipolo-dipolo existen entre moléculas polares neutras. Las moléculas polares se atraen unas
a otras cuando el extremo positivo de una molécula está cerca del extremo negativo de otra, como se
ilustra en la figura 3.5.1.2 a) y b). Las fuerzas dipolo-dipolo son efectivas sólo cuando las moléculas
polares están muy próximas.
Fig. 3.5.1 Atracción dipolo-dipolo en el HCl.
En los líquidos, las moléculas dipolares están libres para moverse unas respecto a otras. Algunas veces
tendrán una orientación en que se atraen y otras una orientación en que se repelen. Dos moléculas que
se atraen pasan más tiempo cerca una de la otra que dos partículas que se repelen entre sí. Así, el efecto
general es una atracción neta. Cuando examinemos varios líquidos encontraremos evidencia de que para
moléculas de masa y tamaño semejante, las energías de las atracciones intermoleculares aumentan
cuando la polaridad aumenta. Podemos apreciar esta tendencia en los líquidos que se enumeran en la
tabla 1. Los puntos de ebullición aumentan cuando el momento dipolar aumenta.
Tabla 1 Masas moleculares, momentos dipolares, y puntos de ebullición de sustancias
orgánicas sencillas.
Sustancia
Masa molecular Momento
(uma)
dipolar µ (D)
Punto de ebullición
(K)
Propano, CH3CH2CH3
44
0.1
231
Eter dimetílico CH3OCH3
46
1.3
249
Cloruro de metilo CH3Cl
50
2.0
249
Acetaldehido, CH3CHO
44
2.7
293
Acetonitrilo, CH3CN
41
3.9
355
Las fuerzas dipolo-dipolo existe entre moléculas polares neutras
• Son efectivas cuando las moléculas están muy juntas
• Son más débiles que las ion-dipolo.
4.5.1.3
Puente de hidrógeno.
Este tipo de fuerza es un tipo especial de atracción intermolecular que existe entre el átomo de hidrógeno
de un enlace polar (sobre todo un H-O, H-N o H-F) y un par de electrones no compartidos en un átomo
electronegativo (O, N, F) de una molécula vecina.
Puente de hidrógeno es la unión de dos átomos electronegativos por medio de un hidrógeno que sirve de
puente entre ambos, unidos a uno covalentemente y a otro por fuerzas electrostáticas.
El enlace de hidrógeno se puede presentar tanto entre moléculas idénticas de un compuesto puro como
entre moléculas diferentes, pero se requiere que:
a) El átomo que proporciona el par de electrones para el enlace sea relativamente pequeño y muy
electronegativo.
b) La molécula que suministra el hidrógeno para formar el enlace sea muy polar.
La atracción molecular por puente de hidrógeno se puede presentar entre las mismas o diferentes
moléculas. Se señala con una línea de puntos (....), La interacción se escribe como:
A-H¨¨B o A-H¨¨A
Ejemplos:
a) Molécula de agua
b) Molécula del ácido fluorhídrico
c) Puente de hidrógeno entre la molécula de agua y éter111
Los átomos electronegativos más grandes, por tener nubes electrónicas más difusas, muestran poca o
ninguna tendencia a formar enlaces de hidrógeno.
La energía para romper un enlace de hidrógeno es mucho más débil que la que se necesita para romper
un enlace covalente; sin embargo, es un tipo de fuerza intermolecular bastante importante porque ejerce
gran influencia en las propiedades de un compuesto.
La gran solubilidad de compuestos que contienen oxígeno, nitrógeno y flúor se debe también a la
formación de enlaces de hidrógeno. El amoníaco es muy soluble en agua mediante la formación de este
tipo de enlaces.
Las moléculas que presentan atracción por puente de hidrógeno tienen puntos de ebullición mayores,
comparados con los compuestos análogos de los elementos del mismo grupo.
En la figura X se observa que en los hidrocarburos polares de los grupos V, VI Y VII el punto de ebullición
aumenta al aumentar la masa molecular, excepto para los primeros miembros de estos grupos. En el
grupo IV, que forma hidruros no polares, existe una relación casi lineal entre el aumento del punto de
ebullición y la masa molecular, debido a la ausencia de interacciones dipolo-dipolo.
Figura 3.5.1.3 Comparación del punto de ebullición de: H2O, HF y NH3, con compuestos similares de
elementos de su mismo grupo.
PUENTES DE HIDRÓGENO
Interacción que existe entre un átomo de hidrógeno de un enlace polar (HN, HO, HF, etc.) y un
par de electrones no compartidos en un ion o átomo electronegativo cercano de otra molécula,
usualmente (F, O, N).
Sus interacciones son más fuertes que las dipolo-dipolo y London.
Puentes de hidrógeno
Entre los enlaces polares, un caso particularmente importante es aquél formado por un átomo de
hidrógeno y un átomo que tenga un alto valor de electronegatividad, como el F, el O ó el N. Este tipo de
átomos, siempre tiene pares de electrones no compartidos al formar moléculas. Un ejemplo de moléculas
en las que tenemos este tipo de enlaces serían los alcoholes, que tienen fórmula general R-O(-)-H(+),
donde los símbolos - y +, se refieren a que sobre el átomo junto al cual se escribieron, hay una carga
negativa o positiva parcial, lo que justamente genera el momento dipolar. Como se puede ver en la Figura
15, un átomo de hidrógeno enlazado a una molécula de metanol, puede interactuar fuertemente con uno
de los pares de electrones no compartidos en el átomo de oxígeno de una molécula vecina, formando un
"puente" entre dos moléculas de metanol.
Esta interacción es mucho más fuerte que una interacción dipolo-dipolo en la que no exista puente de
hidrógeno. Esto se manifiesta en las elevadas temperaturas de ebullición de los líquidos cuyas moléculas
forman puentes de hidrógeno entre sí. Resulta muy ilustrativo comparar el éter metílico CH3-O-CH3, con
el etanol CH3-CH2-OH. Estas dos sustancias son isómeros, es decir tienen la misma fórmula condensada,
pero el acomodo de sus átomos es distinto. Ambas tienen un momento dipolar diferente de cero (1.3D
para el éter y 1.69D para el etanol). Sin embargo, entre moléculas de éter metílico, CH 3-O-CH3, no
pueden formarse puentes de hidrógeno, pues en ellas los átomos de hidrógeno solamente se encuentran
formando enlaces muy poco polares con los átomos de carbono. En el etanol, CH3-CH2-OH existe un
enlace O-H, que es muy polar, de manera que ese átomo de hidrógeno puede formar puentes con otros
átomos de oxígeno en moléculas vecinas. Las diferencias físicas son muy notables: el etanol es un
líquido a temperatura ambiente, y su punto de ebullición es de 78°C, mientras que el éter metílico es un
gas con punto de ebullición de -25°C.
FIGURA 15
Puentes de hidrógeno en el metanol.
El agua, la sustancia más importante en nuestro planeta, está compuesta por moléculas polares capaces
de formar puentes de hidrógeno de una manera única. Comparemos a la molécula de agua, H 2O, con
algunas que podríamos considerar parecidas, compuestas sólo por átomos de hidrógeno y algún átomo
muy electronegativo: el NH3, el HF, el H2S, el HCl. Todas estas moléculas pueden formar enlaces tipo
puente de hidrógeno, y de hecho los forman, pero los puntos de ebullición (Tabla 9 estas sustancias nos
dicen que las atracciones entre sus moléculas son mucho menores que las que se dan entre las
moléculas de agua. ¿Qué característica estructural es la que hace al agua tan diferente?
Tabla 9. Temperaturas de ebullición de algunas sustancias con puentes de hidrógeno
Sustancia
H2O
NH3
HF
HCl
H2S
Temperatura ebullición (°C)
100.0
-33.0
19.9
-85.0
-60.0
Momento dipolar (D)
1.87
1.46
1.92
1.08
1.10
En la Figura 16 se establecen los puentes de hidrógeno entre las moléculas de las diferentes sustancias
analizadas. Podemos ver que, mientras el HF tiene sólo un átomo de hidrógeno para establecer puentes,
el amoniaco, aunque tiene tres, sólo tiene un par de electrones no compartidos sobre el nitrógeno. El
agua, en cambio, tiene dos átomos de hidrógeno unidos al átomo de oxígeno, que a su vez tiene dos
pares de electrones no compartidos. Esto permite que cada molécula de agua pueda participar
simultáneamente en cuatro enlaces de puente de hidrógeno. En el H2S, el número de átomos de
hidrógeno y el número de electrones no compartidos en el átomo electronegativo, es el mismo que en el
agua, sin embargo, su comportamiento es muy distinto al del agua, pues es un gas a temperatura
ambiente. Esto puede explicarse mediante la diferencia en los valores de electronegatividad entre el
O(3.5) y el S(2.5). El carácter polar del enlace O-H es mucho más marcado que el del enlace S-H, ya es
mayor la diferencia de electronegatividades.
4.5.1.4
Electrostáticas.
4.6
Influencia de las fuerzas intermoleculares en las
propiedades físicas.
4.7
4.8
Aplicaciones del tema en Ingeniería.
Aleaciones silicio-germanio.
4.8.1
Semiconductores (Ge, Si, Ga).
Semiconductor:
Material sólido o líquido capaz de conducir la electricidad mejor que un aislante, pero peor que un metal.
La conductividad eléctrica, que es la capacidad de conducir la corriente eléctrica cuando se aplica una
diferencia de potencial, es una de las propiedades físicas más importantes. Ciertos metales, como el
cobre, la plata y el aluminio son excelentes conductores. Por otro lado, ciertos aislantes como el diamante
o el vidrio son muy malos conductores. A temperaturas muy bajas, los semiconductores puros se
comportan como aislantes. Sometidos a altas temperaturas, mezclados con impurezas o en presencia de
luz, la conductividad de los semiconductores puede aumentar de forma espectacular y llegar a alcanzar
niveles cercanos a los de los metales. Las propiedades de los semiconductores se estudian en la física
del estado sólido.
4.8.2
Conductores.
Conductor eléctrico:
Cualquier material que ofrezca poca resistencia al flujo de electricidad. La diferencia entre un conductor y
un aislante, que es un mal conductor de electricidad o de calor, es de grado más que de tipo, ya que
todas las sustancias conducen electricidad en mayor o en menor medida. Un buen conductor de
electricidad, como la plata o el cobre, puede tener una conductividad mil millones de veces superior a la
de un buen aislante, como el vidrio o la mica. El fenómeno conocido como superconductividad se produce
cuando al enfriar ciertas sustancias a una temperatura cercana al cero absoluto su conductividad se
vuelve prácticamente infinita. En los conductores sólidos la corriente eléctrica es transportada por el
movimiento de los electrones; y en disoluciones y gases, lo hace por los iones.
4.8.3
Aislantes.
Aislantes eléctricos:
El aislante perfecto para las aplicaciones eléctricas sería un material absolutamente no conductor, pero
ese material no existe. Los materiales empleados como aislantes siempre conducen algo la electricidad,
pero presentan una resistencia al paso de corriente eléctrica hasta 2,5 × 1024 veces mayor que la de los
buenos conductores eléctricos como la plata o el cobre. Estos materiales conductores tienen un gran
número de electrones libres (electrones no estrechamente ligados a los núcleos) que pueden transportar
la corriente; los buenos aislantes apenas poseen estos electrones. Algunos materiales, como el silicio o el
germanio, que tienen un número limitado de electrones libres, se comportan como semiconductores, y
son la materia básica de los transistores.
En los circuitos eléctricos normales suelen usarse plásticos como revestimiento aislante para los cables.
Los cables muy finos, como los empleados en las bobinas (por ejemplo, en un transformador), pueden
aislarse con una capa delgada de barniz. El aislamiento interno de los equipos eléctricos puede
efectuarse con mica o mediante fibras de vidrio con un aglutinador plástico. En los equipos electrónicos y
transformadores se emplea en ocasiones un papel especial para aplicaciones eléctricas. Las líneas de
alta tensión se aíslan con vidrio, porcelana u otro material cerámico.
La elección del material aislante suele venir determinada por la aplicación. El polietileno y poliestireno se
emplean en instalaciones de alta frecuencia, y el mylar se emplea en condensadores eléctricos. También
hay que seleccionar los aislantes según la temperatura máxima que deban resistir. El teflón se emplea
para temperaturas altas, entre 175 y 230 ºC. Las condiciones mecánicas o químicas adversas pueden
exigir otros materiales. El nylon tiene una excelente resistencia a la abrasión, y el neopreno, la goma de
silicona, los poliésteres de epoxy y los poliuretanos pueden proteger contra los productos químicos y la
humedad.
CARACTERISTICAS GENERALES DE LOS MATERIALES AISLANTES
Los materiales aislantes tienen la función de evitar el contacto entre las diferentes partes conductoras
(aislamiento de la instalación) y proteger a las personas frente a las tensiones eléctricas (aislamiento
protector)
La mayoría de los no metales son apropiados para esto pues tienen resistividades muy grandes. Esto se
debe a la ausencia de electrones libres.
Los materiales aislantes deben tener una resistencia muy elevada, requisito del que pueden deducirse las
demás características necesarias.
Para ello se han normalizado algunos conceptos y se han fijado los procedimientos de medidas.
Propiedades eléctricas.
-Resistividad de paso PD.
Es la resistencia que presenta un cubo de 1 cm de arista.
-Resistencia superficial y resistencia a las corrientes de fugas.
En altas tensiones pueden aparecer corrientes eléctricas como consecuencia de depósitos sobre la
superficie de los aislantes. Al cabo de un cierto tiempo la corriente podría atacar a estos materiales.
Precisamente los plásticos son muy sensibles a ello, pues al ser sustancias orgánicas contienen carbono.
-Rigidez dieléctrica ED en kV / mm.
Se mide la tensión ala que se produce una descarga disruptiva entre dos electrodos.
La rigidez dieléctrica no es una magnitud lineal, sino que depende de una serie de factores
-Permitividad relativa Er.
Es importante que la permitividad relativa de los aislantes sea pequeña, pero por otro lado los aislantes
empleados como dieléctricos en los condensadores deberán presentar una gran permitividad. Además
para poder valorar las propiedades del material debe saberse en que forma depende Er de la frecuencia.
-Comportamiento electroestático.
La carga electrostática es posible debido a las altísimas resistencias de los plásticos.
Junto a las propiedades eléctricas ya citadas los aislantes deben reunir también una serie de requisitos
térmicos mecánicos químicos y tecnológicos que dependen de los fines para los que se destinen.
TERMOFIJOS
Los Aislamiento agrupados bajo el nombre de termofijos están constituidos por materiales que se
caracterizan porque, mediante un proceso de vulcanización, se hace desaparecer su plasticidad y se
aumente su elasticidad y la consistencia mecánica.
Estos aislamientos se aplican generalmente por extrusión y se someten a un proceso de vulcanización
elevando la temperatura a los valores requeridos.
Los aislantes termofijos más usados son el hule natural y los hules sintéticos, conocidos con el nombre
genérico de elastómeros y más reciente algunos derivados del polietileno.
El hule natural fue, con el papel, uno de los materiales usados para el aislamiento de cables. Se obtiene
del látex de un árbol tropical originario de Brasil. Para utilizarlo como aislamiento se mezcla con otras
substancias: plastificantes, agentes de vulcanización (1 a 2% de azufre) y modificadores y vulcanizado se
emplea mucho en baja tensión y con menos frecuencia para tensiones mas elevadas hasta de 25 Kv.
Los hules sintéticos mas utilizados como aislamientos de cable son :
estireno-butadieno (SBR) el butilo, el neopreno, y el etileno-propileno (EPR)
El estireno-butadieno conocido comercialmente con las iniciales SBR sus cualidades eléctricas y
mecánicas son ligeramente inferiores a las del hule natural.
En cambio sus cualidades de resistencia a los agentes químicos y al envejecimiento son algo superiores,
por sus características y su bajo precio se ha utilizado principalmente en el aislamiento de cables de baja
tensión.
El butilo es un hule sintético cuya propiedad principal es poder trabajar a temperaturas mas elevadas que
el hule natural su temperatura de operación es de 85º C. También ofrece una mayor resistencia a la
ionización lo que permite usarlo para tensiones mas altas, una gran flexibilidad y resistencia a la
humedad superior a la del hule natural. Aunque la materia prima para este tip o de aislamiento es barato
su proceso de fabricación es elevado por lo que el precio final es costoso. Tiene aplicaciones para corta
longitud, para aplicaciones especiales.
4.8.4
Estructura y propiedades de cerámicos.
MATERIALES CERAMICOS EMPLEADOS EN ELECTROTECNIA
Los aislantes cerámicos se forman a partir de silicatos pulverizados y otros óxidos y otros óxidos
metálicos, y se cuecen a continuación. Se trata de un proceso de sinterización. Luego se les suele
proveer de un revestimiento vitrificado para evitar la entrada de agua al desgastarse los poros.
Los materiales cerámicos se clasifican en distintos grupos subdivididos a su vez según sus materias
primas.
El rasgo característico que tienen en comun todos estos materiales es que son compuestos de metales y
no metales.
Los materiales cerámicos se caracterizan por ser:
4.8.5
Estructura y propiedades de cristal líquido.
Cristal líquido, sustancia que se comporta al mismo tiempo como un líquido y como un
sólido. Las moléculas de un cristal líquido pueden desplazarse unas respecto a otras con
bastante facilidad, de forma semejante a las de un líquido. Sin embargo, todas las moléculas
de un cristal líquido tienden a estar orientadas del mismo modo, algo similar a la estructura
molecular de un cristal sólido. Los cristales líquidos sólo mantienen su doble naturaleza
sólida y líquida en un determinado rango de temperaturas y presiones.
A temperaturas lo bastante altas o presiones lo bastante bajas, el orden de la orientación da
paso a las rotaciones moleculares aleatorias, con lo que el cristal líquido se convierte en un
líquido normal. Cuando la temperatura es lo bastante baja o la presión es lo bastante alta,
las moléculas de un cristal líquido ya no pueden desplazarse entre sí con facilidad, y el
cristal líquido pasa a ser un sólido normal.
Entre las muchas clases de cristal líquido están las fases nemática y colestérica y las
distintas fases esmécticas, caracterizadas por una determinada colocación de las moléculas.
Muchas veces es posible manipular las propiedades ópticas de un cristal líquido sometiéndolo
a un campo magnético o eléctrico que cambia la orientación de sus moléculas. Por ejemplo,
cuando se les aplica un campo eléctrico pequeño, algunos cristales líquidos pasan de ser
claros a ser opacos, o adquieren la capacidad de girar la luz polarizada. Este tipo de cristales
líquidos se emplean en las pantallas de relojes digitales, calculadoras, televisiones en
miniatura, ordenadores o computadoras portátiles y otros dispositivos. Las pantallas de
cristal líquido son más nítidas, y frecuentemente consumen menos energía que otros
sistemas como los diodos de emisión de luz.
Algunos cristales líquidos reflejan las distintas longitudes de onda de la luz según la
orientación de sus moléculas. Ésta, a su vez, depende de la temperatura. Estos cristales
líquidos se emplean en algunos termómetros que muestran diferentes colores según la
temperatura de la sustancia que está en contacto con el cristal líquido.
4.8.6
Otros materiales y sus fuerzas de enlace;
metales y polímeros.
Unidad 5. Compuestos químicos: Tipos,
nomenclatura, reacciones e impacto
económico y ambiental.
Compuestos inorgánicos.
5.1 Óxidos.
5.1.1
Definición.
Los óxidos son particularmente importantes debido a la abundancia de oxígeno en nuetro ambiente.El
oxígeno se combina con los metales y no metales para formar óxidos metálicos y anhídridos,
respectivamente.
Los óxidos metálicos también se le conoce como óxidos básicos, estos resultan de la combinación de un
metal con el oxígeno:
Metal + oxígeno = óxidos metálicos
Los óxidos son combinaciones del oxigeno con metales o con radicales.
Son compuestos binarios por tener en su molécula 2 elementos diferentes. Los óxidos metálicos tienen
enlace iónico ya que el metal cede sus electrones y el oxígeno los gana.
El Au, Hg y Pt no se oxidan directamente con el oxígeno, sólo por métodos indirectos.
Cuadro de valencias iónicas positivas. ( metales )
1+
2+
3+
1+
2+
1+
3+
Li
Be
Al
Cu
Au
Na
Mg
Bi
Hg
K
Ca
Rb
Sr
Cs
Ba
Fr
Ra
Ag
Cd
Zn
5.1.2
Clasificación.
5.1.3
Formulación.
2+
3+
Cr
Fe
Co
Ni
Mn
2+
Resulta de la combinación de un metal con el oxígeno.
Metal + Oxígeno____________ óxido metálico
2Mg + O2 __________________ 2MgO
Su fórmula general, llamando M al símbolo del metal de valencia es m, será:
4+
Pt
Sn
Pb
M2Om
Los óxidos tienen la siguiente formula, que se aplica a todas las combinaciones: X2On, donde X es el
símbolo del elemento, el 2 corresponde a la valencia del oxígeno, la O es el símbolo del Oxígeno y la n es
la valencia del otro elemento, sea metal o no metal.
5.1.4
Nomenclatura.
Para nombrar los óxidos se utilizan las 3 nomenclaturas, la tradicional la Sistemática y la Stock.
-Nomenclatura tradicional. Los óxidos básicos se nombran anteponiendo la palabra óxido y citando a
continuación el nombre del metal seguida de la terminación oso o ico según sea el número de oxidación
del elemento. Se emplea oso para el número de oxidación menor e ico para el mayor.
-Nomenclatura Stock. Se emplea la palabra óxido seguida del nombre del elemento indicando su número
de oxidación por medio de un número romano encerrado entre paréntesis.
-Nomenclatura UIPAC. Se emplea la palabra óxido y por medio de prefijos numerales griegos se indica el
número de átomos de cada elemento que intervienen en el compuesto.
Compuestos
Nomenclatura
Tradicional
Stock
IUPAC
CaO
Oxido de calcio
Oxido de calcio
Oxido de calcio
FeO
Oxido ferroso
Oxido de fierro (II)
Oxido de fierro
Fe2O3
Oxido férrico
Oxido de fierro (III)
Trióxido de difierro
SO2
Anhídrido sulfuroso
Oxido de azufre (IV)
Dióxido de azufre
SO3
Anhídrido sulfúrico
Oxido de azufre (VI)
Trióxido de azufre
Los peróxidos son óxidos más ricos en oxígenos que los óxidos ordinarios y se nombran citando primero
la palabra genérica de peróxido y a continuación el nombre del metal.
Peróxido = Oxígeno + Metal
Na2O2 peróxido de sodio
BaO2 peróxido de bario
Oxidos no metálicos
Los óxidos no metálicos. También conocidos como anhídridos u óxidos ácidos, se forman al combinarse
el oxígeno con un no metal:
No metal + oxígeno = anhídrido
Su fórmula general, llamando M al símbolo del no metal de valencia es m, será:
M2Om
Antes de aplicar la nomenclatura de los anhídridos, mencionaremos algunas características que
presentan los no metales:
a) Su valencia guarda, por lo general, relación con el número del grupo al que pertenecen. Es decir, los
no metales que se encuentran en grupos pares casi siempre funcionan con valencia par y los colocados
en grupos impares, lo hacen con valencia impar.
Ejemplo:
El boro (B) se encuentra en el grupo III-A; funciona con valencia 3.
El azufre (S) está colocado en el grupo IV-A; sus valencias son 2, 4 y 6.
b) existen no metales que presentan más de dos valencias. Por ejemplo, el cloro que presenta cuatro: 1,
3, 5 y 7.
En virtud de que un no metal puede presentar distintas valencias, el sistema de nomenclatura tradicional
ha establecido una regla para nombrar los anhídridos, de acuerdo a la valencia con la cual funciona el no
metal. Esta norma se presenta en la tabla 2.
Valencia del no metal
Nomenclatura del anhídrido
1ó2
Hipo (nombre del no metal) oso
3ó4
__________________ oso
5ó6
__________________ ico
7
Per __________________ ico
Esta regla no es aplicable para los no metales que presentan sólo dos valencias. En este caso se emplea
las terminaciones ico y oso para la mayor o menor valencia, respectivamente.
Para nombrar los anhídridos de acuerdo con el sistema de Ginebra, se escribe la palabra anhídrido
seguida del nombre del no metal, con el prefijo y/o sufijo que le corresponda, según la valencia con la
cual funcione. En el sistema de la IUPAC, después de escribir la palabra anhídrido y el nombre del no
metal, se señala con número romano entre paréntesis la valencia con la cual funciona. Veamos cómo se
nombran los diferentes anhídridos que forma el cloro, de acuerdo a sus cuatro valencias:
Sistema ginebra
Fórmula
Sistema de la IUPAC
Anhídrido hipocloroso
Cl2O
Anhídrido de cloro (I)
Anhídrido cloroso
Cl2O3
Anhídrido de cloro (III)
Anhídrido clórico
Cl2O5
Anhídrido de cloro (V)
Anhídrido perclórico
Cl2O7
Anhídrido de cloro (VII)
Antigua.- Autor Ewens Basett.
Se dice la palabra óxido seguida del nombre del metal indicando la terminación “oso” para la valencia
menor e “ico” para la mayor.
Moderna.- Autor Stock.
Se dice la palabra óxido seguida del nombre del metal y se indica con un número romano el número de
valencia del metal.
Si el elemento tiene una sola valencia no lleva ningún número.
Actualmente se usa más la nomenclatura moderna y es la que practicaremos en los ejercicios siguientes:
Ejemplo:
Recordando que el átomo que cede electrones se convierte en una ión con carga positiva, que recibe el
nombre de catión y el átomo que gana electrones se convierte en un ión con carga negativa que recibe el
nombre de anión, tenemos:
Catión
anión
Li
K1+
Ca2+
Sr2+
Al3+
O
O2O2O2O2-
1+
2-
Fórmula
Li2 O
K2 O
Ca2O2 Ca O
Sr2O2 Sr O
Al2 O3
Nombre
Función química
óxido de litio
óxido metálico
óxido de potasio
“
óxido de calcio
“
óxido de estroncio
“
óxido de aluminio
“
Como podrás observar en el nombre de los óxidos de metales que tienen una sola valencia, no se pone
número en el nombre.
También habrás observado que los que tienen número de valencia par, al pasar al lugar de subíndices
deben simplificarse, pues de lo contrario, son fórmulas de compuestos que no existen.(Hay excepciones)
Ejemplos con elementos metálicos de valencia variable.
Catión
Anión
Fórmula
Nombre
Función Química
Cu1+
Cu2+
Fe2+
Fe3+
Sn2+
Sn4+
O2O2O2O2O2O2-
Cu2 O
Cu O
Fe O
Fe2 O3
Sn O
Sn O2
óxido de cobre I
óxido metálico
óxido de cobre II
“
óxido de fierro II
“
óxido de fierro III
“
óxido de estaño II
“
óxido de estaño IV
“
Observa cuidadosamente que los compuestos formados con metal de valencia variable sí llevan número
en el nombre y éste número corresponde al número de valencia del metal.
5.2 Hidróxidos.
5.2.1
Definición.
En química existen algunos compuestos que sin ser binarios se pueden asimilar a ellos por ser la
combinación de un grupo poliatómico iónico, siempre fijo, y un ion variable de signo contrario. Los
hidróxidos son los compuestos seudobinarios de mayor importancia.
Un hidróxido está formado por la combinación del grupo hidroxilo OH - con un ion positivo, por lo general
metálico. El grupo OH- es un caso típico de ion poliatómico negativo y a efectos de nomenclatura se trata
como si fuera un solo elemento con grado de oxidación (-I); de ahí que los hidróxidos sean considerados
como compuestos seudobinarios. Los hidróxidos se comportan químicamente como bases; es más,
constituyen las bases típicas.
Son compuestos inorgánicos que se caracterizan por tener en su molécula uno ó varios grupos OH. El
grupo OH recibe el nombre de radical hidroxilo u oxhidrilo y trabaja como si fuera un sólo elemento. El
radical OH tiene valencia 1-.
Los hidróxidos ó bases por lo tanto, están formados de 3 elementos diferentes que son: metal, oxígeno e
hidrógeno, por lo que se consideran ternarios.
Los hidróxidos son compuestos en los que intervienen siempre el Hidrógeno, el oxígeno y un metal. Es
decir, se caracteriza por contener el grupo OH-.
5.2.2
Clasificación.
5.2.3
Formulación.
Los hidróxidos ó bases resultan de la combinación de un óxido metálico más agua.
óxido metálico + agua_______________ hidróxido ó base.
Fe2O3 + 3H2O ________________ 2Fe(OH)3
La formulación de tales compuestos se lleva a efecto escribiendo en primer lugar el elemento metálico y a
continuación el radical hidroxilo entre paréntesis, si el subíndice que le corresponde es superior a la
unidad. En cuanto a la nomenclatura, los hidróxidos se nombran anteponiendo la palabra hidróxido al
nombre del metal que irá precedido de la preposición de. En el caso de que el metal pueda actuar con
más de un grado de oxidación, se hará constar éste entre paréntesis de la forma habitual. La situación es,
pues, semejante a la establecida para los compuestos binarios.
Ejemplos de formulación:
Hidróxido de calcio:
Ca (II)
(OH) (-I):
Ca (OH)2
Hidróxido de aluminio:
Al (III)
(OH) (-I):
Al (OH)3
Hidróxido de sodio:
Na (I)
(OH) (-I):
NaOH
Para obtener los hidróxidos o bases se combinan los óxidos correspondientes con agua.
Oxido metálico + agua = hidróxido
Su fórmula general es
M (OH)m
En la que M representa el símbolo del metal y m su valencia.
5.2.4
Nomenclatura.
_______üHý _____' û____
Antigua.- autor Ewens Basett
Se dice la palabra hidróxido seguida del nombre del metal y la terminación “oso” para la valencia menor
e “ico” para la valencia mayor, en los hidróxidos con metales de valencia variable. Si la valencia es fija,
no lleva ninguna terminación.
Moderna.- autor Stock.
Se dice la palabra hidróxido seguida del nombre del metal y se indica con un número romano el número
de valencia del metal, si es variable. Si el metal tiene sólo una valencia, no lleva ningún número en el
nombre.
Ejemplos.
a)Catión
Anión
Fórmula
Nombre
Función química
Cs1+
Ag1+
OH1OH1-
Cs OH
Ag OH
hidróxido de cesio
hidróxido de plata
hidróxido ó base
hidróxido ó base
Recuerde que si el metal tiene sólo una valencia, no lleva número en el nombre.
b)Catión
Anión
Fórmula
Nombre
Función química
Mg2+
Cd2+
OH1OH1-
Mg( OH )2
Cd( OH )2
hidróxido de magnesio
hidróxido de cadmio
hidróxido ó base
hidróxido ó base
Observa que al pasar el número de valencia al lugar de subíndice es necesario usar paréntesis ya que
éste ( el subíndice ) afecta al OH completo y no sólo al hidrógeno. Ej.
Ca( OH )2 ----correcto
CaOH2----incorrecto
c)Catión
Anión
Fórmula
Nombre
Función química
Cr2+
Cr3+
OH1OH1-
Cr( OH )2
Cr( OH )3
hidróxido de cromo II
hidróxido de cromo III
hidróxido ó base
hidróxido ó base.
Recuerda que si la valencia del metal es variable, sí debe ponerse número romano en el nombre como se
observa en el ejemplo.
Ejemplos de nomenclatura:
KOH: hidróxido de potasio
Fe(OH)2: Fe (II) (OH) (-I) hidróxido de hierro (II)
Ni(OH)3: Ni (III) (OH) (-I) hidróxido de níquel (III)
5.3 Ácidos.
5.3.1
Definición.
Un ácido se define como una sustancia que libera iones de hidrógeno (H +) cuando se disuelve en agua.
Las fórmulas de los ácidos inorgánicos están constituidas por uno o más átomos de hidrógeno, así como
un grupo aniónico. Los aniones cuyo nombre terminan en "uro" tienen asociados ácidos con terminación
"hídrico", como en los ejemplos:
Anión
Acido correspondiente
Cl-
(cloruro)
HCl (ácido clorhídrico)
S2+ (sulfuro)
H2S (ácido sulfhídrico)
Los ácidos son compuestos que se caracterizan por tener un sabor ácido (parecido al limón) que
producen la corrosión de muchos metales. Tienen un valor de pH de 0 a 7, en solución acuosa liberan
iones o protones de hidrógeno (H+).
5.3.2
Clasificación.
Los ácidos se clasifican según su origen en:
a) Acidos hidrácidos ( no tienen oxígeno en su molécula )
b) Acidos oxóacidos ( si contienen oxígeno en su molécula )
Dependiendo del tipo de elementos que se combinan, los ácidos se clasifican en hidrácidos y oxiácidos:

Hidrácidos. Son las combinaciones binarias del hidrógeno con un no metal

Oxiácidos. Son compuestos que resultan de la combinación de un anhídrido con el agua.
5.3.3
Formulación.
a) Acidos hidrácidos:
Resultan de la combinación de no metal + hidrógeno.
No metal + hidrógeno-------------- Acido hidrácido.
F2 + H2 ____________________ 2HF_________
b) Acidos oxoácidos:
Anhídrido + agua_____________ Acido oxoácido
Cl2 O + H2 O_________________ 2HClO
5.3.4
Nomenclatura.
a) Acidos hidrácidos:
Resultan de la combinación de no metal + hidrógeno.
No metal + hidrógeno-------------- Acido hidrácido.
F2 + H2 ____________________ 2HF_________
Por lo tanto son compuestos binarios por estar formados de 2 elementos diferentes que son: no metal y
forzosamente hidrógeno, ya que no puede haber un ácido sin hidrógeno.
Algunos aniones para formar ácidos hidrácidos son:
F1fluoruro
para el ácido
fluorhídrico
Cl1cloruro
““
clorhídrico
Br1bromuro
““
bromhídrico
I1yoduro
““
yodhídrico
S2sulfuro
““
sulfhídrico
CN1cianuro
““
cianhídrico
Se dice la palabra ácido seguida del nombre del anión y después la terminación hídrico. Ejemplos.
Catión
H1+
H1+
H1+
H1+
H1+
H1+
ión
F1Cl1Br1I1S2CN1-
Fórmula
HF
HCl
HBr
HI
H2S
HCN
Nombre
Acido fluorhídrico
Acido clorhídrico
Acido bromhídrico
Acido yodhídrico
Acido sulfhídrico
Acido cianhídrico
Función química
Acido hidrácido
Acido hidrácido
Acido hidrácido
Acido hidrácido
Acido hidrácido
Acido hidrácido
b) Acidos oxoácidos:
Son ácidos que sí tienen oxígeno en su molécula, ya que resultan de la combinación de anhídrido que
contiene no metal y oxígeno y además agua que contiene H y O. Por esto resultan los ácidos oxoácidos
que son compuestos ternarios por tener 3 elementos diferentes en su molécula.
Anhídrido + agua_____________ Acido oxoácido
Cl2 O + H2 O_________________ 2HClO
Para nombrar a los oxoácidos se usa la nomenclatura antigua que dice:
Se dice la palabra ácido y enseguida el nombre del anhídrido de acuerdo al cuadro
siguiente:
Hipo......................oso
......................oso
Acido
......................ico
per......................ico
Ejemplo:
Anhídrido + agua-------------- Fórmula
Nombre
F. Química
Cl2 O + H2 O-------------- H2 Cl2 O2 ------------HClO Ac.
Cl2 O3 + H2 O-------------- H2 Cl2 O4 ------------HClO2 Ac.
Cl2 O5 + H2 O-------------- H2 Cl2 O6 ------------HClO3 Ac.
Cl2 O7 + H2 O-------------- H2 Cl2 O8 ------------HClO4 Ac.
hipocloroso oxoácido
cloroso oxoácido
clórico oxoácido
perclórico oxoácido
Nota.- todos los oxoácidos de los elementos de valencias 1,3,5,7 tendrán las mismas fórmulas y los
mismos nombres.
Los Ácidos Hidrácidos solo se nombran en las nomenclaturas Tradicional y Sistemática, y no en la Sock.
Tradicional
Se nombran con la palabra ácido seguida del nombre del no metal terminado en hídrico.
Ejemplos:
HCl-------------------------------------Ácido Clorhídrico.
H2S-------------------------------------Ácido Sulfhídrico.
ÁCIDOS OXIGENADOS u OXOÁCIDOS
Recordemos como se obtiene un OXOÁCIDO
Un óxido ácido reacciona con AGUA para dar una nueva sustancia que se
denomina OXOÁCIDO o ÁCIDO OXIGENADO .
ÓXIDO ÁCIDO
+
AGUA
----->
ÁCIDO u OXOÁCIDO
N2O5
Óxido nítrico
+
H2O
Agua
---------->
HNO3
Ácido Nítrico
SO2
+
H2O
---------->
H2SO3
Óxido sulfuroso
SO3
Óxido sulfúrico
Agua
+
H2O
Agua
Oxido sulfuroso
---------->
HSO
Ácido sulfúrico
Luego que escribí, en el orden citado, los símbolos de los elementos, sumo cuantos átomos
hay de cada uno de los elementos del lado de los reactivos.
Si sumo los hidrógenos del lado de los reactivos (a la izquierda de la flecha),
solamente tengo los que pertenecen al agua, que son 2, entonces en la
fórmula del ácido le agrego un 2 al hidrógeno:
SO3
Óxido sulfúrico
+
H2O
Agua
---------->
H2 S O
Ácido sulfúrico
Repito la misma operación con el azufre, tengo solamente 1 átomo de azufre
en el óxido sulfúrico:
SO3
Óxido sulfúrico
+
H2O
Agua
---------->
H2 S1O
Ácido sulfúrico
Por último sumo los oxígenos, tengo que sumar los tres átomos de oxígeno
del óxido sulfúrico y el átomo de oxígeno del agua:
SO3
Óxido sulfúrico
+
H2O
Agua
---------->
H2 S1O4
Ácido sulfúrico
+
H2O
Agua
---------->
H2SO4
Ácido sulfúrico
El resultado es:
SO3
Óxido sulfúrico
Para cualquier oxoácido, seguimos el mismo procedimiento.
Pero ¿ que ocurre, por ejemplo, en la obtención de ácido nítrico ?
N2O5
Óxido Nítrico
+
H2O
Agua
---------->
H2N2O6
Ácido Nítrico
(fórmula incorrecta)
Nos quedó H2N2O6 todos los números pueden (y deben) simplificarse, en este caso por
2, y entonces quedará HNO3 , que es la fórmula del ácido nítrico.
N2O5
Óxido nítrico
5.4 Sales.
5.4.1
+
H2O
Agua
---------->
HNO3
Ácido Nítrico
Definición.
Las sales se forman teóricamente por sustitución de los atomos de hidrogeno de los acioda
por atomos de metal. Paracticamente se forman por la reaccion de los acidos con los
hidroxidos dando sales mas agua; esta reaccion se llama reaccion de neutralización.
Este tipo de compuestos resultan de la sustitución parcial o total de los hidrógenos, presentes en la
molécula del ácido, por un metal o radical electropositivo.
Metal + ácido = sal
5.4.2
Clasificación.
Las sales se clasifican en:
a) Sales haloideas o haluros.- Formadas de metal y no metal.
Son compuestos binarios por estar formados de dos elementos diferentes y tiene enlace iónico.
b) Oxisales.- Son sales que contienen oxígeno en su molécula y a su vez se clasifican en:
Oxisales ácidas ( Además de oxígeno tienen hidrógeno en su molécula )
Oxisales neutras ( NO tienen hidrógeno en su molécula ).
Las sales se clasifican en dos grupos: sencillas o haloideas (binarias) y oxisales.
5.4.3
Formulación.
Las sales resultan de la neutralización de un ácido más una base.
Acido + base___________________ sal + agua.
3H2SO4 + 2Al(OH)3 _________ Al2(SO4)3 + 6H2O
Las sales binarias son un producto de la reacción entre un hidrácido y una base. Están formadas por un
metal y un no-metal, quedando su fórmula general como sigue:
MxXm
Donde M representa al símbolo del metal de valencia es m y X representa al símbolo del metal de
valencia es x.
Oxisales
Las oxisales son compuestos que se originan por sustitución parcial o total de los hidrógenos de un
oxiácido por un metal:
Metal + oxiácido = oxisales
5.4.4
Nomenclatura.
Aniones para sales haloideas ó haluros:
F1- fluoruro
Cl1- cloruro
Br1- bromuro
I1- yoduro
S2- sulfuro
N3- nitruro
CN1- cianuro
. ._._. .B. • _._•G._._.... ._.3.¡.¢.1•..3.•• £.1•U._._.W. ..Y. •£._• .._.3.Z.
Antigua.- Se dice el nombre del anión y enseguida el nombre del metal con la terminación “oso” para la
valencia menor e “ico” para la mayor.
Si tiene sólo una valencia no lleva ni “oso” ni “ico” en el nombre.
Nomenclatura moderna.- Se dice el nombre del anión y enseguida el nombre del metal y se indica con
un número romano el número de valencia del metal si es de valencia variable, si tiene solo una valencia
no lleva número en el nombre. Ej.
Catión
Anión
Fórmula
Nombre
F.Q.
Na1+
Sr2+
Al3+
F1Cl1Br1-
Na F
Sr Cl2
Al Br3
fluoruro de sodio s
cloruro de estroncio
bromuro de aluminio
al haloidea
sal haloidea
sal haloidea
Observa que en los ejemplos anteriores los cationes tienen una sola valencia y por eso el nombre no
lleva ningún número.
Catión
Anión
Fórmula
Nombre
F.Q.
Cu1+
Cu2+
Ni2+
Ni3+
I1S2N3F1-
Cu I
Cu2 S2 Cu S
Ni3 N2
Ni F3
Yoduro de cobre I
Sulfuro de cobre II
Nitruro de níquel II
Fluoruro de Níquel III
sal haloidea
sal haloidea
sal haloidea
sal haloidea
En los ejemplos anteriores sí lleva número el nombre ya que la valencia del metal (catión) es variable.
Las oxisales como ya se dijo en la clasificación, son sales que sí contienen oxígeno en su molécula.
B¬,-¯® _°1±.² ®
Para poder estudiar las fórmulas y nombres de oxisales es necesario conocer la disociación de los
ácidos, ya que de ésta disociación resultan los aniones que forman a las oxisales y éstos aniones reciben
el nombre de radicales.
Disociación de los ácidos.- Cuando un ácido se disuelve en agua libera cationes H+ quedando el resto
de la molécula como anión; ya que ésta parte de la misma es la que gana el electrón de cada hidrógeno
que se libera. Ej.
HClO4 ___________ H+ + ClO14
CATION HIDROGENO RADICAL PERCLORATO ( ANION )
H2 SO4____________ 2H+ + SO24
H3 PO4___________ 3H+ + PO34
A veces no se disocian todos los cationes H+
Ej.
H2 SO4____________ H+ + HSO14
H2 S__________ H+ + HS1Cuando se separan ó disocian todos los H+ se forma un radical neutro. Cuando no se separan ó disocian
todos los H+ del ácido se forma un radical ácido. El radical neutro formará una oxisal neutra, y el radical
ácido formará una oxisal ácida.
Por lo tanto de la disociación de los ácidos resultan los radicales.
Definición de radical.- Partícula química incompleta que funciona con determinada valencia y cuyo
comportamiento eléctrico y químico es uniforme.
Cuadro de radicales más comúnes. ( Radicales para oxisales neutras)
Radical Valencia 1Nombre cuando forma sales
NO21nitrito
NO31nitrato
ClO1hipoclorito
ClO21clorito
ClO31clorato
ClO41perclorato
BrO1hipobromito
BrO21bromito
BrO31bromato
BrO41perbromato
IO1hipoyodito
IO21yodito
IO31yodato
IO41peryodato
MnO41permanganato
Radical Valencia 2Nombre cuando forma oxisales neutras.
SO22hiposulfito
SO32sulfito
SO42sulfato
CO32carbonato
SiO32silicato
CrO42cromato
Cr2 O72dicromato
MnO32manganito
Radical Valencia 3Nombre cuando forma oxisales neutras.
PO33fosfito
PO43fosfato
AsO33arsenito
AsO43arseniato
BO33borato
Radicales para oxisales ácidas.
Radical Nombre cuando forma oxisales ácidas.
HSO31bisulfito ó hidrógeno sulfito
HSO41bisulfato ó hidrógeno sulfato
HCO31bicarbonato ó hidrógeno carbonato
HPO42bifosfato ó hidrógeno fosfato
H2 PO41NO ES BI es dihidrógeno fosfato
Nota.- Utilizaremos también el radical amonio con valencia positiva, por lo tanto funciona como catión.
NH4 valencia 1+ que recibe el nombre de radical amonio.
Oxisales:
Antigua.- Se dice el nombre del radical y enseguida el nombre del metal, con la terminación “oso” para la
valencia menor e “ico” para la mayor, si es de valencia variable. Si tiene el metal sólo una valencia, no
lleva ni “oso” ni “ico” en el nombre.
Moderna.- Se dice el nombre del radical y enseguida el nombre del metal, si tiene
valencia variable. Si tiene sólo una valencia, no lleva ningún número en el nombre.
Ej. con metales de valencia fija.
Catión
anión
fórmula
Nombre
función química
Li1+
NO21LiNO2
nitrito de litio
K1+
SO42K2 SO4
sulfato de potasio
Ca2+ CO3
2- CaCO3 carbonato de calcio oxisal neutra
Be2+ NO3
1- Be ( NO3)2 nitrato de berilio oxisal neutra
Al3+ SO3
2- Al2 ( SO3)3 sulfito de aluminio oxisal neutra
oxisal neutra
oxisal neutra
Ej. con metales de valencia variable
Catión anión fórmula Nombre función química
Cu1+ ClO1- CuClO hipoclorito de cobre I oxisal neutra
Cu2+ ClO2
1- Cu ( ClO2)2 clorito de cobre II oxisal neutra
Co2+ ClO3
1- Co ( ClO3)2 clorato de cobalto II oxisal neutra
Co3+ ClO4
1- Co ( ClO4)3 perclorato de cobalto III oxisal neutra
Pb2+ PO4
3- Pb3 ( PO4)2 fosfato de plomo II oxisal neutra
Pb4+ CrO4
2- Pb ( CrO4)2 cromato de plomo IV oxisal neutra
Ej. con radicales ácidos.
Catión anión fórmula Nombre función química
Na1+ HCO3
1- NaHCO3 bicarbonato de sodio oxisal ácida
K1+ HSO3
1- KHSO3 bisulfito de potasio oxisal ácida
Mg2+ H2 PO4
1- Mg ( H2 PO4)2 dihidrógeno fosfato de magnesio oxisal ácida
Al3+ HPO4
2- Al2(
HPO4)3 bifosfato de alum oxisal ácida
Ni2+ HSO4
1- Ni( HSO4)2 bisulfato de níquel II oxisal ácida
Ni3+ HSO3
1- Ni( HSO3)3 bisulfito de níquel III oxisal ácida
5.5 Hidruros.
5.5.1
Definición.
Son compuestos formados por metal e hidrógeno y se consideran sales por sus características físicas.
Los únicos metales que forman hidruros son los alcalinos(Grupo IA) y alcalinotérreos (Grupo IIA)
Los hidruros son los únicos compuestos en los que el hidrógeno trabaja con valencia 1- debido a que los
metales de los grupos IA y IIA son menos electronegativos que el hidrógeno.
Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos de Hidrógeno y de otro elemento
5.5.2
Clasificación.
Hay tres tipos: Hidruros Metálicos, Ácidos Hidrácidos y los Hidruros Volátiles.
5.5.3
Formulación.
Hidruros Metálicos
Para formular los hidruros metálicos se escribe primero el símbolo del metal, a continuacion el símbolo
del Hidrógeno (H) y despùes la valencia del metal. Fórmula: XHn
Ácidos Hidrácidos
Para formular los ácidos hidrácidos se escribe primero el símbolo del Hidrógeno (H), a continuacion la
valencia del no metal y por últimos el símbolo del Azufre, Selenio, Teluro, Fluor, Cloro, Bromo o Yodo.
Fórmula: XnH
Hidruros Volatiles
Para formular los hidruros volátiles se escribe primero el símbolo del nitrogeno, fósforo, arsénico,
antimonio, boro, carbono o silicio, a continuacion el símbolo del Hidrógeno (H) y despùes la valencia del
no metal correspondiente. Fórmula: XHn
5.5.4
Nomenclatura.
Para nombrarlos se dice la palabra hidruro y luego el nombre del metal.
Ejemplo: NaH hidruro de sodio
Hidruros Metálicos
Provienen de la combinación entre el Hidrógeno y un metal. Si el metal con el que se combina tiene una
sola valencia se nombran con las palabras Hidruro de, y el nombre del metal con el que se combina. En
las demás nomenclaturas que igual que en los óxidos, lo único que en vez de óxido se pone hidruro.
Ejemplos: Tradicional / Stock / Sistemática.
CaH2-------------------------------------Hidruro de Calcio / Hidruro de Calcio / Dihidruro de Calcio.
NaH---------------------------------------Hidruro de Sodio / Hidruro de Sodio / Hidruro de Sodio.
Si el metal con el que se combina tiene dos valencias, se pone como en el de una valencia pero el
nombre del metal acaba en oso cuando actúa con la valencia menor y en ico cuando actúa con la
valencia mayor y se le quita el prefijo de.
Ejemplos:
FeH3-------------------------------------Hidruro ferrico.
FeH2-------------------------------------Hidruro ferroso.
5.6
Reacciones químicas.
Reacción química, proceso en el que una o más sustancias —los reactivos— se transforman
en otras sustancias diferentes —los productos de la reacción. Un ejemplo de reacción
química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el
hierro.
Una reacción química es un cambio químico, es decir, un proceso mediante el cual unas
sustancias reaccionantes (reactivos) se transforman en otras distintas (productos).
Reacción Química.
Es la acción por la cual dos o más cuerpos dan lugar a nuevas sustancias o compuestos. Normalmente
toda reacción química lleva consigo un intercambio de energía.
La reacción química se representa, abreviadamente por una ecuación química que es igual que se
exprese de la siguiente forma:
A
+
B
C
REACTIVOS
+
D
PRODUCTOS
5.6.1
Clasificación.
5.6.1.1 R de combinación.
Este tipo de reacción ocurre cuando se forma una sustancia o compuesto a partir de la combinación
química o unión de dos o más elementos o compuestos.
Su fórmula general es:
A
+ B
AB
Ejemplos:
2H2 + O2
2H2O
C
+
NH3
O2
CO2
+ H2O
NH4OH
Reacciones de síntesis.
Son las reaciones en las que dos o mas sustancias sencillas se unene para formas otra mas
compleja.
Ejemplo:
La union de dos elementos para formar un compuesto.
S + Fe  FeS
Dentro de este grupo se hallan:
 Las oxidaciones:
C + O2  CO2
Fe + ½ O2  FeO
 La combinación de un oxido basico y un acido que forman una sal:
CaO + CO2  Ca CO2
 La combinación de un oxido basico con agua, que forman un hidroxido:
CaO + H2O  Ca(OH)2
 La combinación de un oxido acido con agua que forman un acido:
CO2 + H2O  H2 CO3
5.6.1.2
R de descomposición.
Es el proceso inverso al anterior. Se habla de descomposición cuando un compuesto se fracciona en dos
o más cuerpos de composición más simple.
Su fórmula general es:
AB
A
+
B
Ejemplos:
2H2O
2H2
2HgO
2Hg
+ O2
+ O2
También aquellas en que un compuesto se descompone en otros compuestos.
Ejemplos:
CaCO3
CaO
+
CO2
NH4Cl
NH3
+ HCl
Las reacciones de descomposición son las inversas de las reacciones de síntesis.
Ejemplo:
Ca CO3 + calor  CaO + CO2
Para descomponer un compuesto se necesita un aporte de calor (temperaturas altas) o bien
de energia electrica (electrolisis).
5.6.1.3 R de sustitución.
En esta reacción por desplazamiento se verifica que uno de los elementos de estos compuestos son
desplazados por otros (con frecuencia los elementos son hidrógeno o un metal).
Su fórmula general es:
AB
+
X
AX
+ B
Ejemplos:
2AgCl
+
Fe
FeCl
+
2Ag
2HCl
+
Zn
ZnCl2
+
H2
H2SO4
+
Mg
MgSO4 +
H2
Reacciones de desplazamiento
En estas reacciones un elemento de un compuesto es desplazado por otro.
Ejemplo:
La mayoria de los metales reaccionana con los acidos formando una sal y desprendiendo
hidrogeno:
2HCl + Zn  ZnCl2 + H2
o bien
Zn + CuSO4  ZnSO4 + Cu
5.6.1.4 R de neutralización.
Las soluciones de ácidos y bases tienen propiedades muy diferentes. Los ácidos tienen un sabor ácido,
en tanto que las bases tienen un sabor amargo.
Cuando la solución de un ácido se mezcla con la solución de una base, se efectúa una reacción de
neutralización. Los productos de la reacción no tienen las propiedades características ni de las soluciones
ácidas, ni de las básicas difieren mucho en sus propiedades químicas.
En general, una reacción de neutralización entre un ácido y un hidróxido metálico produce agua y una
sal.
Ejemplo:
HCl(ac) + NaOH(ac)
H2O(l) + NaCl(ac)
(ácido)
(agua)
(base)
(Sal)
Reacciones de doble descomposición o de intercambio.
En ellas dos o varios compuestos intercambien algunos de sus elementos.
Ejemplo:
NaCl +AgNO3  AgCl +NaNO3
Las reacciones de neutralización entre un acido y una base tambien forman parte de este
tipo:
HCl +NaOH  NaCl +H2O
5.6.1.5
R de óxido-reducción.
Son reacciones que implican una transferencia de electrones de una sustancia a otra. Se puede
presentar de diferentes maneras: en forma iónica, por dos semirreacciones o en forma molecular.
Ejemplo:
3Cu
+
8HNO3
3Cu0
3Cu(NO3)2
+ 2NO
-
6e-
3Cu+2
2NO3- + 6e-
+
8H+
2NO
3Cu0
+
8H+
3Cu+2 +
+ 2NO3-
+
+ 4H2O
4H2O
Reacción
de
óxido
reducción molecular.
Semirreacción
oxidación
de
Semirreacción
reducción
de
2NO + 4H2O Reacción de oxidaciónreducción iónica
Reacción de oxidación-reducción, reacción química correspondiente a la acción de un cuerpo
oxidante sobre un cuerpo reductor, que da lugar a la reducción del oxidante y a la oxidación
del reductor.
OXIDANTE Y REDUCTOR
Una disolución acuosa de iones Cu2+ es azul. Si se le añaden limaduras de hierro (Fe), se
comprueba que el color azul desaparece: los iones Cu2+ han reaccionado. Por otra parte, en
la disolución se forman iones Fe2+, lo que se manifiesta por el precipitado verdoso que
forman en presencia de sosa. También se observa que el hierro queda recubierto por un
depósito rojo. Efectivamente, se forma cobre metálico, Cu. El balance de la reacción es el
siguiente:
Fe + Cu2+  Fe2++ Cu
El hierro ha sido oxidado por los iones Cu2+, que a su vez han sido reducidos por el hierro.
La reacción anterior es una reacción de oxidación-reducción (o reacción redox) en la que el
hierro es el reductor y el cobre el oxidante.
La reacción es de hecho la suma de las dos semirreacciones siguientes:
oxidación: Fe  Fe2+ + 2ereducción: Cu2+ + 2e-  Cu
Por tanto, la oxidación de un cuerpo corresponde a una pérdida de electrones y la reducción
corresponde a una ganancia de electrones. Un oxidante (en este caso los iones Cu 2+) es una
sustancia susceptible de captar uno o varios electrones; un reductor (en este caso el hierro)
cede fácilmente uno o varios electrones.
Si se designa el oxidante por Ox, el reductor por Red y el número de electrones implicados
por n, las semirreacciones pueden escribirse del modo siguiente:
PAR REDOX
A cualquier oxidante de un tipo se le puede asociar un reductor del mismo tipo, y viceversa:
de este modo se define un llamado ‘par redox’, que se designa por Ox/Red. Una reacción de
oxidación-reducción es un intercambio de electrones entre el oxidante de un par redox y el
reductor de otro par. Se puede observar que este tipo de reacción es análoga a las
reacciones ácido-base, que corresponden a un intercambio de protones entre la base de un
par ácido-base y el ácido de otro par.
Consideremos dos pares redox designados como Ox1/Red1 y Ox2/Red2. Si se sabe que el
oxidante Ox1 reacciona con el reductor Red2, se producirán las siguientes semireacciones:
Ox1 + n1e-  Red1
Red2  Ox2 + n2econ el siguiente balance final:
n2Ox1 + n1Red2  n2Red1 + n1Ox2
(Se ha multiplicado la primera ecuación por n2 y la segunda por n1 para que el número de
electrones intercambiados en ambas semirreacciones sea el mismo.)
NÚMERO DE OXIDACIÓN
En la medida en que cada especie puede existir en una forma más o menos oxidada, es
posible definir un ‘número de oxidación’ para caracterizar la forma que se está considerando.
Cuanto más elevado es el número, más oxidada está la forma.
En los cuerpos simples, el número de oxidación corresponde a la carga del elemento
químico. Así, el hierro puede existir en su forma reducida, el hierro metálico Fe (número de
oxidación 0), o en dos formas oxidadas, los iones Fe2+ (número de oxidación ii) y Fe3+
(número de oxidación iii). En casos más complejos, el número de oxidación está ligado a la
valencia del elemento químico considerado.
Cuando un cuerpo se oxida, aumenta su número de oxidación; cuando se reduce,
disminuye. Por tanto, un oxidante es un compuesto cuyo número de oxidación puede
disminuir, mientras que un reductor es una sustancia cuyo número de oxidación puede
aumentar.
PREVISIÓN DE LAS REACCIONES
Un par redox está caracterizado por un potencial normal de electrodo, E 0, que, según la
Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), es su potencial de reducción, es
decir, el que corresponde a la semirreacción:
Ox + ne-  Red
Así, los pares redox se ordenan según el valor de su potencial normal de reducción: cuanto
más elevado es el potencial, mayor es el poder oxidante de la forma oxidada.
En disolución, cuando hay dos pares redox Ox1/Red1 y Ox2/Red2 con potenciales normales
respectivos E01 y E02, si E01>E02 la reacción que se produce es:
n2Ox1 + n1Red2  n2Red1 + n1Ox2
balance de las semirreacciones siguientes:
Ox1 + n1e-  Red1
Red2  Ox2 + n2eEs necesario comparar los potenciales de electrodo para prever termodinámicamente el
sentido de la reacción de oxidación-reducción. Sin embargo, aunque la termodinámica
permite predecir en qué sentido tendrán lugar las reacciones de oxidación-reducción cuando
están presentes varios pares redox, no puede prever la cinética de dichas reacciones. De
hecho, algunas reacciones termodinámicamente posibles no tienen lugar en la práctica
porque son demasiado lentas.
APLICACIONES DE LA OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
Las reacciones de oxidación-reducción son muy frecuentes en la industria: constituyen el
principio de funcionamiento de las pilas eléctricas y se emplean para refinar
electroquímicamente determinados metales. En la naturaleza, intervienen en la respiración
celular y la fotosíntesis.
La electrólisis de las disoluciones salinas es una reacción de oxidación-reducción: se produce
oxidación en el ánodo y reducción en el cátodo. Para llevar a cabo una electrólisis se
establece una diferencia de potencial entre los electrodos con el fin de seleccionar la
reacción deseada.
5.6.1.6 Ejemplos de reacciones con base a la
clasificación anterior, incluyendo reacciones
de utilidad ( procesos industriales, de control
de contaminación ambiental, de aplicación
analítica, entre otras)
5.7
Aplicación del tema en Ingeniería.
5.7.1
Duración de las pilas, ¿Por qué entre más
pequeñas más durables?.
5.7.2
Riesgo de manejo de componentes de
memorias.
¿Qué hacer con los componentes de PC's, celulares,
entre otros?.
Unidad 6. Estequiometría.
6.1 Unidades de medida usuales en Estequiometría.
6.1.1
Número de Avogadro.
A finales del siglo XVIII y principios del XIX, varios químicos descubrieron que los gases
reaccionaban siempre en proporciones simples y definidas; por ejemplo, un volumen
determinado del gas A reaccionaba con un volumen asimismo determinado del gas B,
manteniéndose siempre la misma proporción. No importaban las unidades utilizadas en la
medida de dichos volúmenes, siempre y cuando fuesen las mismas para ambos y la
medición de volúmenes se hiciese en las mismas condiciones de presión y temperatura, un
observación que fue enunciada por Gay-Lussac (1788-1850) en forma de ley: a
temperatura y presión constantes, los volúmenes de los gases reaccionantes pueden
expresarse como una relación sencilla de números enteros.
En aquella época no existía todavía una teoría corpuscular completa de la materia, es
decir, se desconocía la existencia de moléculas y átomos, que son los componentes
elementales de los gases que reaccionan entre sí, pero empezaban a desarrollarse las
primeras nociones sobre esta cuestión. En 1811, el químico italiano Amadeo Avogadro
postuló que a la misma presión y temperatura, volúmenes iguales de todos los gases
contienen el mismo número de moléculas. Dicho postulado proporcionaba una explicación a
las observaciones experimentales. Un volumen de A reaccionaba con un volumen de B
porque ambos poseían la misma cantidad de moléculas, o estaban en una proporción que
podía expresarse mediante un número sencillo. Así, por ejemplo, dos moléculas de
hidrógeno siempre reaccionan con una molécula de oxígeno para dar dos moléculas de agua.
La hipótesis de Avogadro ha sido comprobada en numerosas ocasiones, y tiene hoy rango
de ley.
Los átomos y moléculas son demasiado pequeños para observarse o pesarse por
separado. Por esta razón, es necesario disponer de alguna unidad que represente un número
determinado de ellos. Para ello se utiliza el mol (o átomo-gramo, si se trata de átomos), que
representa el peso en gramos de 6,023·10 23 moléculas o átomos de una sustancia, valor
numérico calculado experimentalmente al que se le da el nombre de Número de Avogadro.
Por ejemplo, un átomo-gramo de helio, que existe en forma de átomos aislados, serían
6,023·1023 átomos de helio. Por el contrario, el hidrógeno se presenta en la naturaleza como
moléculas diatómicas, por lo cual un mol de hidrógeno tendrá 6,023·1023 moléculas de
hidrógeno.
La pregunta inmediata que surge es por qué razón se ha elegido un valor tan extraño para
el Número de Avogadro, en lugar de haber tomado una cantidad más redonda. La
explicación es sencilla; para simplificar los cálculos se hizo que el mol de una sustancia,
medido en gramos, coincidiera en valor numérico con el peso de la unidad elemental de
dicha sustancia (átomo o molécula) expresado en unidades de masa atómica, siendo el
Número de Avogadro el factor de proporcionalidad necesario para que esto ocurriera sí. Por
ello, una molécula de hidrógeno pesa dos unidades de masa atómica, mientras que un mol
de hidrógeno pesa dos gramos. Una molécula de agua pesa 18 unidades de masa atómica, y
un mol de agua son 18 gramos. De esta manera resulta sumamente fácil pasar de uno a
otro sistema, ya que basta con cambiar las unidades pero no es necesario hacerlo con el
valor numérico, pero a consecuencia de ello el Número de Avogadro carece de valor
redondo.
6.1.2
Mol gramo.
Cantidad de sustancia que contiene un número de Avogadro (6,023·1023) de unidades
elementales de dicha sustancia. Por ejemplo, un mol de átomos de sodio son 6,023·1023
átomos, un mol de moléculas de metano son 6,023·1023 moléculas. El concepto de mol es
fundamental en química porque relaciona la cantidad de entidades elementales de una
sustancia con ciertas magnitudes termodinámicas, como la presión y el volumen.
Dicho de una manera más sencilla, un mol es el número necesario de moléculas para que
el peso en unidades atómicas de masa de una molécula coincida numéricamente con el peso
en gramos de toda la sustancia que tenemos. Por ejemplo: la molécula de oxígeno pesa
(una sola) 32 unidades atómicas de masa, luego un mol de oxígeno pesa 32 gramos.
Es por tanto un múltiplo enorme de la masa molecular. Un mol de cualquier sustancia
contiene siempre el mismo número de moléculas (el número de Avogrado). Por eso el
número de Avogadro es tan raro en lugar de ser redondo; lo que se busca es la coincidencia
numérica entre el peso de la molécula y el peso de todo lo que tenemos, de forma que sea
fácil manejar los números sin necesidad de factores de conversión complicados. Así tenemos
una unidad del orden de gramos (y de fácil manejo en el laboratorio) que mantiene la
relación entre las masas de las diferentes moléculas.
Ejemplo:
El agua pesa 18 umas (unidades de masa atómica).
Un mol de agua son 18 gramos de agua.
Un mol de agua, tiene 6,023·1023 moléculas de agua.
6.1.3
Átomo gramo.
Se llama atomo-gramo o mol de atomos a una cantidad en gramos de un elemento igual en
su valor numerico a la masa atomica. Asi, por ejemplo, si el hierro tiene una masa atomica
igual a 55,847 u.m.a., 1 mol de atomos de hierro es igual a 55,847 gramos.
Átomo gramo
Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos. Como casi todos los elementos se
encuentran como mezclas de isótopos, los pesos átomo-gramo no suelen ser números enteros;
pero en muchos casos se aproximan a números enteros porque predomina un isótopo sobre los
demás.
6.1.4
Mol molecular.
Se llama molécula-gramo o mol de moléculas a una cantidad en gramos de la sustancia
igual a su valor numerico a la masa molecular. Por ejemplo, para el agua tenemos que 1 mol
son 18,016 gramos ya que su masa molecular son 18,016 u.m.a.
Mol- gramo.
El peso molécula gramo (llamado molécula gramo o simplemente mol) es el peso molecular
expresado en gramos. Así 1 mol de CH4 pesa 16 g.
Volumen gramo molecular.
El volumen que ocupa 1 mol de cualquier gas a temperatura y presión normales (0C Y 1 atm.)
está determinado por la ecuación del estado gaseoso:
PV = nRT
Donde:
V = volumen
P = presión
n = número de moles
R = constante de proporcionalidad
6.2 Concepto de estequiometría.
Estequiometría, estudio de las proporciones ponderales o volumétricas en una reacción
química. La palabra estequiometría fue establecida en 1792 por el químico alemán Jeremias
B. Richter para designar la ciencia que mide las proporciones según las cuales se deben
combinar los elementos químicos. Richter fue uno de los primeros químicos que descubrió
que las masas de los elementos y las cantidades en que se combinan se hallan en una
relación constante. En la actualidad, el término estequiometría se utiliza relativo al estudio
de la información cuantitativa que se deduce a partir de los símbolos y las fórmulas en las
ecuaciones químicas.
Una ecuación química es esencialmente una relación que muestra las cantidades relativas de
reactivos y productos involucrados en una reacción química. Los cálculos estequiométricos
son aquellos que se realizan para conocer con precisión la cantidad que se va a obtener de
un determinado producto, conocidas las cantidades de los reactivos o, por el contrario, las
cantidades de reactivo que se han de utilizar para obtener una determinada cantidad de
producto. La expresión “cantidad estequiométrica” indica la cantidad exacta que se necesita
de una sustancia de acuerdo con una ecuación química.
Para efectuar los cálculos estequiométricos se siguen una serie de etapas. Primero se escribe
la ecuación química igualada. Puesto que lo más fácil es utilizar relaciones de moles como
base de cálculo, la segunda etapa consiste en transformar en moles la información
suministrada. En la tercera etapa se examinan la relaciones molares en la ecuación química
para obtener la respuesta a la pregunta que haya sido formulada. En esta etapa hay que
tener en cuenta si alguno de los reactivos es un reactivo limitante, que es aquel reactivo que
está presente en la cantidad estequiométrica más pequeña de manera que determina la
cantidad máxima de producto que se puede obtener.
La palabra estequiometría se deriva del girego stoicheion, que significa primer principio o elemento, y
metron, que quiere decir medida. La estequiometrpia describe las relaciones cuantitativas entre los
elementos en los compuestos (composición estequiométrica) y entre las sustancias cuando experimentan
cambios químicos (estequiometría de reacción).
6.2.1
Leyes estequiometrícas.
Ley de la conservación de la materia.
No se produce cambio detectable en la cantidad de materia durante una reacción
química ordinaria. Este principio básico es la ley de la conservación de la materia,
y constituye la base para el balanceo de las ecuaciones químicas y los cálculos que
se realizan a partir de dichas ecuaciones.
Ley de las proporciones constantes.
Diferentes muestras puras de un compuesto siempre contienen los mismos
elementos en las mismas proporciones de masa. Esta ley por lo general se le
atribuye a Joseph Proust, químico francés que la publicó en 1799. La ley dice si,
por ejemplo, se analizan muestras del gas de dióxido de carbono (CO2) obtenidos
de fuentes diferentes, se encontrará en cada una de las muestras la misma relación
en masa entre carbono y oxígeno.
Ley de las proporciones múltiples.
La cual establece que si dos elementos se pueden combinar para formar más de un
compuesto, las masas de un elemento que se combinan con la masa fija de otro
elemento se encuentran en relaciones de números enteros pequeños.
6.2.2
Ley de la conservación de la materia.
La masa de un sistema permanece in variable sea cual sea la transformación que sufra dentro de él; esto
es, en términos químicos, la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos
resultantes de la reacción. Esta ley se considera enunciada por Lavoisier, pues si bien era utilizada en las
teorías de trabajo por químicos anteriores a él, se debe a Lavoisier su confirmación y generalización.
Un ensayo riguroso de esta ley fue elaborado por Landolt (fundador de las tablas químico - físicas
constantes de Landolt – BöRnsten) entre 1893 y 1809. No encontrándose diferencia alguna entre el
sistema antes y después de verificarse la reacción.
La ley de la conservación de la materia no es absolutamente exacta. En la física actual la materia y la
energía son la misma esencia, pues no sólo la energía tiene un peso, y por lo tanto una masa, si no que
la materia es una forma de energía que puede transformarse en otra forma distinta de energía.
Esta ley dice que la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma.
Cogemos 1,5 gramos de AgNO3 y lo disolvemos el agua, lo ponemos en contacto con cobre y se crea Ag,
que pesa 0,88. Luego esta a esta plata se le añade HNO 3 y se vuelve a crear AgNO3 que ahora debería
pesar 1,5 g, pero al haber perdido un poco en los pasos anteriores, por ejemplo impregnada en la barilla
oxidación que se haya caído del vaso, pesa 1,46g. Ahora este AgNO 3 se mezcla con 1g NaCl y se forma
un sólido, se filtra y la disolución se deja evaporar, se pesan las dos sustancias y al sumarlas tiene que
dar 2,5g, uno de NaCl y 1,5 de AgNO3 pero al haber perdido otra vez sólo pesa 2,44g. Si la practica se
hubiera realizado perfectamente pesaría mas, porque en los primeros pasos se ha arrastrado un poco de
cobre.
2 AgNO3 + Cu  2Ag + CuNO3
Ag + HNO3  HNO2 + AgNO3
AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3
6.2.3
Ley de las proporciones constantes.(o de
Proust)
LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS
Dos substancias que reaccionan para dar una tercera se combinan en una reacción constante.
También llamada ley de la composición constante, establecida por Proust en 2801, según la cual cuando
dos o más elementos se combinan pare formar un determinado compuesto, lo hacen en una reacción de
peso invariable.
A +B ® C 2A = C B=C
MASA DE A
MASA DE B
MASA DE C
SOBRA DE A
SOBRA DE B
0,85
6,7
1,5
0
5
6,3
14
12,6
0
1,7
3,2
8,4
6,4
0
2
Joseph Louis Proust: Nacido en 1754 y muerto en 1826, químico francés, conocido por haber formulado
la ley química de las proporciones definidas, llamada algunas veces ley de Proust. Nació en Angers y se
estableció en París. En 1789 se trasladó a España, donde ejerció la enseñanza y dirigió un laboratorio
bajo la protección de Carlos IV. Regresó a Francia en 1808 y vivió retirado el resto de su vida. Su ley de
las proporciones definidas establece que los elementos de un compuesto están todos presentes en una
proporción fija en masa, independientemente de cómo se prepare el compuesto. Proust incluyó la ley en
un ensayo que publicó en 1794. Sin embargo, esta ley no fue aceptada totalmente hasta que el químico
sueco Jöns Jacob Berzelius le dio crédito en 1811. Proust también descubrió el azúcar de uva, lo que hoy
se denomina glucosa. En 1816 fue elegido miembro de la Academia Francesa de Ciencias.
La ley de las proporciones definidas, puede servirnos como ejemplo de la aplicación del método científico.
Observamos, por ejemplo, que en contacto con el aire el hierro se corroe y otros metales, como e zinc y
el aluminio se transforman a su vez en substancias distintas. Estos hechos nos permiten elaborar esta
conclusión general: “bajo la acción del aire los metales se corroen”.
La siguiente etapa consiste en estudiar la naturaleza de los productos de la reacción de corrosión. Si se
deja transformas por completo un peso conocido de hierro, hayamos que el producto tiene una masa
mayor que el hierro primitivo. Lo mismo ocurre con el cinc oxidación el aluminio corroídos, oxidación sea,
algo se ha agregado al metal para corroerlo.
La ley de las proporciones definidas no fue inmediatamente aceptada por Bertholler (colaborador de
Lavoisier en la nueva nomenclatura química), el cual, al establecer que algunas reacciones químicas son
limitadas, defendía la idea de que la composición de los compuestos era variable. Después de
numerosos experimentos pudo reconocerse en 1807 la exactitud de la ley de Proust. No obstante, ciertos
compuestos sólidos muestran una pequeña variación en su composición por lo que reciben el nombre de
<<berthóllidos>>. Los compuestos de composición fija y definida reciben el nombre de <<daltónicos>> en
honor a Dalton.
6.2.4
Ley de las proporciones múltiples.( o de dalton)
La ley de Proust no impide que dos o mas elementos se unan en distintas proporciones para formar de
acuerdo con dicha ley distintos compuestos. Así por ejemplo el oxígeno y el cobre se unen en dos
proporciones distintas formando dos óxidos de cobre que contienen 79,90% y 88,83% de cobre. Si
calculamos la cantidad de cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, se obtiene en cada caso:
Las dos proporciones son, aproximadamente, una el doble de la otra y, por tanto, los pesos de cobre que
se unen con un mismo peso de oxígeno para formar el óxido están en la relación de I es igual a II.
En la investigación de otros casos en los que dos elementos se unen en varias proporciones se obtienen
resultados análogos, por lo que puede enunciarse la siguiente generalización: “Las cantidades de un
mismo elemento que se unen con una cantidad fijada de otro elemento para formar en cada caso un
compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos.
Este enunciado constituye la ley de las proporciones múltiples formulada por Dalton (Fundador de la
teoría atómica), en 1803 como resultado su teoría atómica y establecida definitivamente para un gran
número de compuestos por Bercelius.
6.3 Balanceo de reacciones químicas.
Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la isla de un fenómeno químico. A
su expresión gráfica se le da el nombre de ecuación química, en la cual, se expresan en la primera parte
los reactivos y en la segunda los productos de la reacción.
A+BC+D
Reactivos Productos
Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos el objetivo que se
persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.
6.3.1
Por método de tanteo.
Por el método del tanteo.
El método del tanteo consiste en observar que en cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en
la misma cantidad.
Por tanteo sólo puede calcularse con facilidad los coeficientes de ecuaciones en que intervengan pocas
substancias y se trate de coeficientes pequeños.
Ejemplo:
Balancear por tanteo la siguiente ecuación
H2O
+ N2O5
HNO3
a) Aquí apreciamos que existen dos hidrógenos en el primer miembro (H 2) y uno en el segundo (HNO3).
Por ello, con sólo agregar un dos al ácido nítrico queda balanceado el hidrógeno:
H2O
+ N2O5
2HNO3
b) Para el nitrógeno también queda equilibrado, pues tenemos dos nitrógenos en el segundo miembro:
2HNO3
c) para el nitrógeno se tiene: un oxígeno en el agua (H 2O) y cinco en el anhídrido nítrico (N2O5), lo cual
nos da un total de seis oxígeno. Igual que en 2HNO3.
6.3.2
Por el método redox.
Balanceo de ecuaciones por el método de Redox ( Oxidoreduccion )
En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que
una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir,
desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.)
Para balancear una reacción por este método , se deben considerar los siguiente pasos
1)Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación.
Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo siguiente:
-1
-2
o elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene numero de oxidación 0
2) Una vez determinados los números de oxidación , se analiza elemento por elemento, comparando el
primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de
oxidación
0 0 +3 -2
Fe + O2 Fe2O3
Los elementos que cambian su numero de oxidación son el Fierro y el Oxigeno, ya que el Oxigeno pasa
de 0 a -2 Y el Fierro de 0 a +3
3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción
0 0 +3 -2
Fe + O2 Fe2O3
El fierro oxida en 3 y el Oxigeno reduce en 2
4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0 , se multiplican los números
oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0
Fierro se oxida en 3 x 1 = 3
Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4
5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que
se reduce y viceversa
4Fe + 3O2 2Fe2O3
Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga
mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo
Otros ejemplos
KClO3 KCl + O2
+1 +5 -2 +1 -1 0
KClO3 KCl + O2
Cl reduce en 6 x 1 = 6
O Oxida en 2 x 1 = 2
2KClO3 2KCl + 6O2
Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2
0 +1 +5 -2 +4 -2 +2 -2 +2 +5 -2
Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2
Cu oxida en 2 x 1 = 2
N reduce en 1 x 1 = 1
Cu + HNO3 2NO2 + H2O + Cu(NO3)2
Cu + 4HNO3 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2
Por el método redox
Una reacción de oxidación- reducción se define como aquella en la cual determinados átomos o iones
monoatómicos de las sustancias que intervienen en la reacción son oxidados al mismo tiempo que otros
son reducidos.
Oxidación: se dice que un elemento se oxida cuando pierde electrones, aumentando sus números de
oxidación positivos y disminuyendo los negativos.
Reducción: se dice que un elemento se reduce cuando gana electrones, aumentando sus números de
oxidación negativos y disminuyendo los positivos.
Las reacciones de oxidación-reducción pertenecen al tipo:
A
+ B
AB
o
AB + C
ABC
Siempre que participen en ellas algún elemento libre son reacciones redox.
El balanceo de ecuaciones químicas por el método redox conduce siempre al cálculo de los estados de
oxidación de las sustancias participantes. Para determinarlo se tendrá en cuenta lo siguiente:
1. Se escribe la ecuación general no balanceada en forma tan completa como sea posible.
2. Se asigna número de oxidación para observar qué experimentan cambios.
3.
- se dibuja un paréntesis para conectar a los átomos del elemento que se oxida. Se indica el aumento del
número de oxidación por átomo. Se dibuja un paréntesis para conectar a los átomos del elemento que se
reduce.
- se determinan los factores que igualan al incremento y la disminución total de números de oxidación.
4. Se insertan coeficientes en la ecuación para igualar el incremento y la disminución de npumeros de
oxidación.
5. Se balancean los demás átomos por inspección.
6.4 Cálculos estequiométricos en reacciones químicas.
6.4.1
Relaciones mol-mol.
6.4.2
Relaciones peso-peso.
Estequiometría peso-peso.
Es el cálculo de los cambios de peso derivados de las relaciones molares establecidas,
constituye un procedimiento sumamente útil. Capacita al químico para calcular las cantidades de
reactivos necesarios para fabricar una cantidad determinada de una nueva sustancia, facilita igualmente
al biólogo molecular un procedimiento cuantitativo para estudiar los procesos químicos que se cumplen
en los organismos vivientes. Igualmente permite al ingeniero calcular un proceso piloto destinado a la
economía de una operación industrial.
Las ecuaciones químicas no siempre son sencillas, y los cálculos peso/peso basados en una
sencilla ecuación balanceada frecuentemente representa situaciones simplemente ideales. Pero aún en
tales casos las estequiometría peso-peso suministra información muy útil, la de las cantidades teóricas de
las sustancias afectadas. Cuando se combinan con datos de experimentación llevada a cabo, los cálculos
teóricos descubren o muestran la eficiencia de los procesos químicos.
Cuando un químico efectúa una reacción, los reactivos comúnmente no están presentes en las
cantidades estequiométricas exactas, esto es, en las proporciones indicadas en la ecuación balanceada.
El reactivo que se consume primero en la reacción se llama reactivo limitante, dado que la máxima
cantidad de producto formado depende de la cantidad de este reactivo que se encuentra presente
originalmente. Cuando se acaba este reactivo, no se puede formar más producto. Los otros reactivos,
presentes en cantidades mayores que aquellas requeridas para reaccionar con la cantidad de reactivo
limitante presente, se llama reactivos excedentes.
La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de la reacción está relacionada con la cantidad de
producto que se puede obtener de la reacción. Esta cantidad se llama rendimiento de la reacción. Hay
tres tipos de rendimientos relacionados con el estudio cuantitativo de las reacciones químicas:
El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de producto que se predice mediante la ecuación
balanceada cuando ha reaccionado todo el reactivo limitante. El rendimiento teórico es el rendimiento
máximo que se puede obtener. En la práctica, la cantidad de producto que se obtiene, llamado
rendimiento real, es casi siempre inferior al rendimiento teórico. Los químicos usan a menudo el término
rendimiento porcentual (% de rendimiento) , el cual describe la proporción del rendimiento real con
respecto al rendimiento teórico, y se define como sigue:
% de rendimiento = (rendimiento real / rendimiento teórico)
6.4.3
Cálculos donde intervienen los conceptos de
Reactivo limitante Reactivo en exceso Grado de
conversión o rendimiento
6.5 Aplicación del tema en Ingeniería.
6.5.1
Efecto de la relación peso-peso sobre la
conductividad eléctrica, en aleaciones.
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