Quimica I. Un enfoque constructivista

Quimica
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Pérez • Garduño • Rodríguez
Esta nueva serie editorial de Pearson Educación está hecha para cubrir
el mapa curricular de la Dirección General de Bachillerato de la Secretaría
de Educación Pública. En cada uno de los títulos que la conforman, sus
autores han desarrollado los contenidos con estricto apego a la metodología
constructivista requerida por los programas educativos, de ahí que en sus
páginas el lector pondrá en práctica sus saberes, habilidades y valores de
manera sistemática y dirigida al desarrollo de competencias específicas.
Este texto ha sido escrito con la idea de acercar al alumno al mundo de
la química de una manera clara y accesible. Presenta una sólida estructura
didáctica con los siguientes apartados:
• Piensa y explica: Plantea preguntas, problemas o ejercicios que el
alumno podrá resolver fácilmente y que, a su vez, refuerzan las habilidades adquiridas en el tema.
• ¡Qué no te cuenten!: Es un acercamiento a la relación innegable que
existe entre ciencia, arte, historia y cultura en general.
• Haciendo ConCiencia: Esta sección llevará al alumno por el camino de la investigación.
• Conexión al mundo: Muestra la relación de la ciencia con lo cotidiano.
• Resumen: Cada unidad termina con un resumen en forma de cuadro
sinóptico, de esquema, de lista o de mapa conceptual.
• Evalúate y aplica tus conocimientos: Será tan fácil el trayecto por
el libro que, al final, el alumno se asombrará de todo lo que habrá
aprendido.
Visítenos en:
www.pearsoneducacion.net
Gabriela Pérez Aguirre
Gustavo Garduño Sánchez
Carlos Dayán Rodríguez Torres
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Química I
Un enfoque constructivista
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Química I
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EZ AGUIRRE, GABRIELA; y cols.
Química I
Un enfoque constructivista
PEARSON EDUCACIÓN, México, 2007
ISBN 970-26-0742-6
Formato: 21 ⫻ 27 cm
Editor:
Editor de desarrollo:
Supervisor de Producción:
Páginas: 312
Enrique Quintanar Duarte
e-mail: [email protected]
Felipe Hernández Carrasco
Rodrigo Romero Villalobos
PRIMERA EDICIÓN, 2007
D.R. © 2007 por Pearson Educación de México, S.A. de C.V.
Atlacomulco No. 500 – 5° piso
Col. Industrial Atoto
53519 Naucalpan de Juárez, Edo. de México
Cámara Nacional de la Industria Editorial Mexicana. Reg. Núm. 1031
Reservados todos los derechos. Ni la totalidad ni parte de esta publicación pueden reproducirse, registrarse o transmitirse, por un sistema de recuperación de información, en ninguna forma ni por ningún medio, sea electrónico,
mecánico, fotoquímico, magnético o electroóptico, por fotocopia, grabación o cualquier otro, sin permiso previo por
escrito del editor.
El préstamo, alquiler o cualquier otra forma de cesión de uso de este ejemplar requerirá también la autorización del
editor o de sus representantes.
ISBN 970-26-0742-6
Impreso en México. Printed in Mexico.
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“A mis padres y a Balin”
Dayan Rodríguez
Agradecimiento
A Luis Ortiz y Guadalupe Osorio por su participación y aportación de ideas.
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Contenido
UNIDAD 1 Objeto de estudio de la química 1
La química y su relación con otras ciencias
8
La materia y sus manifestaciones
Energía
2
30
Cambio físico, químico y nuclear
44
UNIDAD 2 Estructura atómica y tabla periódica 53
La naturaleza de la materia
54
En las entrañas del átomo
Modelo atómico actual
La tabla periódica
70
86
104
UNIDAD 3 Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares 121
La unión hace la fuerza: el concepto de enlace
El modelo de enlace iónico
130
El modelo de enlace covalente
El enlace metálico
122
142
156
Fuerzas intermoleculares: dipolos y puentes de hidrógeno
Los nuevos materiales
162
178
UNIDAD 4 Reacción química 191
El lenguaje de la química
192
Ecuaciones y tipos de reacción química
228
Balanceo de ecuaciones y reacciones de óxido reducción
Energía en las reacciones químicas
Rapidez de reacción
Desarrollo sustentable
258
272
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APÉNDICE Vectores en el plano
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Presentación
¿Sabías que la esperanza de vida durante el imperio romano era de tan sólo 25 años? ¿Cuántos años tienes tú?
A lo largo de la historia, el hombre ha luchado por sobrevivir y mejorar su calidad de
vida. Podríamos decir que hay que estudiar química porque gracias a ella tenemos medicinas, antibióticos, automóviles o telecomunicaciones. Que la química está en todas partes
y que por eso debe interesarnos. Lo que te diremos, sin embargo, es quizá más honesto. A
nosotros nos apasiona la química, y como todo lo que provoca pasión, hace que queramos
compartir nuestra visión de ella.
¿No te ha pasado que un amigo llega a tu casa diciendo que no le gusta la música de
tal o cual grupo y de manera automática sacas tus discos y le dices frases como: “seguro es
que no has oído esta canción” o, ¿qué tal cuando alguien critica a tu equipo de fútbol o a tu
escritor favorito?
Si no fuera tan gratificante compartir con los demás lo que nos apasiona, seguramente
los estadios de fútbol estarían vacíos, nadie iría a conciertos y no habría best seller. Afortunadamente, esa tendencia natural a compartir lo que nos gusta existe. Gracias a eso (y a tu
programa escolar, claro) podemos escribir este libro en complicidad con nuestros editores y
todos los que trabajaron en esta obra.
Para nosotros en un primer nivel, la química, como todas las ciencias, es una especie de
juego de acertijos y problemas de ingenio. Para demostrártelo, este libro está diseñado bajo
el enfoque constructivista, que de manera muy simple, pretende que seas tú quien se plantee, pruebe y perfeccione las estrategias necesarias para resolver problemas.
Cada unidad comienza con el índice de temas que incluye el capítulo. En Lo que vamos
a estudiar podrás ver cómo están organizados los contenidos; para calentar motores, te proponemos ¡Activa tus ideas! que te lanza preguntas simples relacionadas con los temas. Si no
puedes responderlas, no te preocupes; te garantizamos que tras haber concluido la unidad
tendrás los elementos para regresar a ellas y contestarlas con la mano en la cintura.
Además de ejemplos y ejercicios resueltos, en cada unidad encontrarás de manera repetida, recuadros que resaltan definiciones o términos importantes que te facilitan su localización. El recuerda que, se refiere a conceptos de otras áreas, cursos o temas que te serán
útiles en el estudio del tema en el que se incluyen.
Cada uno de los siguientes apartados de tu libro se pensó con características y objetivos
específicos:
Piensa y explica: Te plantea preguntas, problemas o ejercicios que podrás resolver fácilmente, pero que refuerzan las habilidades adquiridas en el tema.
¡Qué no te cuenten!: Es un acercamiento a la relación innegable entre ciencia, arte, historia
y cultura en general.
Haciendo ConCiencia: Esta sección te llevará por el camino de la investigación, demostrándote que aunque no quieras, llevas, como todos, a un científico por dentro.
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Conexión al mundo: Qué la química está en todas partes no es un mito. Para demostrártelo,
te conectamos los dos mundos, el de la ciencia, y el de la cotidianeidad. Ojalá que al final
concluyas que esos dos mundos, son el mismo.
Resumen: Cada unidad termina con un resumen, que puedes encontrar en forma de cuadro
sinóptico, de esquema, de lista o mapa conceptual.
Evalúate y aplica tus conocimientos: Será tan fácil el trayecto por el libro que al final no
podrás creer todo lo que has aprendido. Por eso, será necesario que te pongas a prueba con
nuestra última sección. ¡Buena suerte!
Esperamos que este libro te guste, te ayude y sea una herramienta en la construcción de
tu conocimiento científico. Esperamos también que compartas con nosotros lo que te guste
y lo que no te guste. ¿Te animas a seguir leyendo?
Los autores
Gabriela Pérez
[email protected]
Carlos Dayan Rodríguez
[email protected]
Gustavo Garduño
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Conoce tu libro
Es importante que antes de iniciar tu trabajo con este libro te familiarices con algunas imágenes que te acompañarán durante todo el proceso. Son varios iconos que encontrarás al
margen; cada uno representa un momento específico del desarrollo de un tema. En seguida
te los presentamos; obsérvalos y lee su información
Reactivación de conocimientos previos
Representa el primer paso del método, en el que recordarás los conocimientos que ya
posees sobre un tema, lo que te ayudará a vincular esta información con los nuevos conocimientos que vas a adquirir.
Situación problemática
Indica el segundo paso, en el cual se te dará la oportunidad de resolver un problema relativamente sencillo mediante el apoyo de tu profesor(a).
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Aplicación de los conocimientos
Es representativo del tercer paso, muestra la manera de poner en práctica y de forma
sistemática la solución de problemas relacionados con el tema, proceso que te llevará a
automatizar la práctica del procedimiento o habilidad.
Conclusión
Se refiere al cuarto y último paso del proceso, durante el cual tendrás la oportunidad de extraer tus propias conclusiones acerca del conocimiento adquirido de cada tema, momento
que te facilitará, en determinadas circunstancias, la toma de tus propias decisiones.
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La química y su relación
con otras ciencias
Lo que vamos a
estudiar
1.1
La química es
una ciencia
interdisciplinaria
1.1.1 Relación con
otras ciencias
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¡Activa tus ideas!
La Tierra parece plana
na cuando
miramos el horizon
onte. ¿Cómo
sabremos si la ob
observación es
realmente una herramienta?
Las civilizaciones a
as
atribuían a seres diviinos todas las manifestacion
nes de la
naturaleza. ¿Qué ex
explicación
tienes ahora para
ra este tipo de
fenómenos?
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1.1 La química es una ciencia interdisciplinaria
Cuando parece que nos equivocamos de libro…
El principal proyecto de
Newton es el fundamento
de la química actual
Laboratorio alquimista
La química es la
ciencia que estudia
la materia, los
cambios que ésta
experimenta y la
energía implicada
en estos procesos.
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Imagina que cierta madrugada, en una oscura calle londinense, se intercambian manuscritos de forma clandestina. Estos documentos no contienen secretos de Estado, sino
estudios alquímicos.
Antes de que la prohibición de la alquimia fuera cancelada, esa era la única forma
que muchos científicos tenían para transmitir sus descubrimientos e ideas sobre esta
disciplina. Para no ser descubiertos usaban claves y seudónimos, algunos muy simples,
como el de Robert Boyle (RB), y otros más elaborados, como aquel que escribió su
nombre en latín y después lo transformó en un anagrama para obtener su seudónimo:
Ieova Sanctus Unus.
Si eres un gran conocedor del latín, seguramente sabes ya de quién se trata. Este
científico publicó en 1687 su obra magna: “Philosophiae Naturalis
l Principia Mathematica”, en la que consiguió unificar la física terrestre con la física celeste, hasta entonces separadas; asimismo, abrió un amplio conjunto de líneas de investigación, presididas
por lo que acabaría denominándose programa de Newton. ¡Sí, estamos hablando de Isaac
Newton!
El objetivo de este proyecto no era otro que investigar el carácter de las distintas
fuerzas de la naturaleza a partir de sus manifestaciones; dicho en otros términos, obtener la expresión matemática de estas fuerzas mediante una estrategia similar a la
que utilizó el científico inglés para deducir la ley de gravitación universal —la fuerza— apoyándose en las leyes de Kepler —los movimientos. Digámoslo de una manera
más sencilla: Newton trataba de encontrar la causa de los fenómenos y la forma en que
podría medirlos.
Poco a poco, este programa permitió el desarrollo de los modelos atómicos, que son las
bases de la química actual.
Sabiéndolo o no, el hombre ha hecho química desde tiempos inmemoriales; aunque no siempre se le ha visto como una ciencia. Muchos fenómenos
químicos son tan espectaculares que resulta fácil emparentarlos con la magia.
¿Cómo explicar fenómenos tan extraños como los cambios de colores o las
ruidosas explosiones asociadas a la combustión de ciertas sustancias? ¿Cómo
entender las propiedades curativas, enajenantes o mortíferas de ciertos brebajes? ¿Por qué no pensar, entonces, que la transmutación de las sustancias
en oro o la fabricación de un elíxir que nos garantice la inmortalidad son
posibles?
Los orígenes de la química son muy antiguos y hoy es una ciencia que no
se parece en nada a los procesos asociados con la magia y los demonios. Se ha desarrollado
de tal forma que se ha convertido en una de las más valiosas herramientas que tenemos para
enfrentar los retos del nuevo milenio.
Actualmente, la química es una ciencia que estudia la materia, los cambios que ésta
experimenta y la energía implicada en estos procesos.
El estudio de la química comienza en el mundo macroscópico, el que tú y yo podemos
observar cuando le ponemos atención a nuestro entorno. Para explicar los cambios macroscópicos, los científicos han desarrollado modelos que tienen su campo de acción en ese
mundo.
Los estudios de la química, la física, la biología y otras ciencias son inseparables. Cada
disciplina necesita de las demás y el crecimiento de una permite el avance de otra. A este tipo
de trabajo se le denomina interdisciplinario.
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1.1.1 Relación con otras ciencias
¿Heroína o villana?
¿En qué piensas cuándo escuchas las palabras química o producto químico? Por una parte,
todos sabemos que los productos de la química han transformado nuestras vidas. Todos los
días, millones de personas usan plásticos, colorantes, pinturas, cosméticos, aditivos alimenticios, etcétera. También es cierto que las expectativas de vida han aumentado gracias a las
vacunas y los nuevos medicamentos.
Sin embargo, de manera consciente o inconsciente la palabra “química” nos asusta. Para
muchas personas, la química es sinónimo de contaminación, perjuicio o, en el mejor de los
casos, de artificialidad.
Seguramente has visto u oído muchos anuncios comerciales que promueven productos
“100 % naturales”. A su vez, esa publicidad les atribuye a los productos químicos efectos
dañinos, como si las sustancias naturales no tuvieran una composición química y como si
todo lo natural fuera inofensivo.
La química tiene esas dos caras y es importante conocerlas ambas, ya que el conocimiento es la única herramienta para obtener todos sus beneficios y aminorar sus posibles
peligros.
Haciendo ConCiencia
Investiga si en tu comunidad hay algún problema en el que la química tenga alguna
relación, ya sea como una de sus causas o como herramienta para solucionarlo. Prepara un
reportaje con el resultado de tus investigaciones.
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El pasado y el futuro de la química
Entre los grandes retos de
la ciencia está el combate
al hambre y a nuevas
enfermedades
Como ya dijimos, la química es una ciencia muy distinta de las prácticas de los
alquimistas y seguramente tendrá poco que ver con lo que harán los químicos del
siglo XXI.
Los problemas graves que enfrentamos son innumerables, aunque la escasez
de alimentos, la aparición de nuevas enfermedades, el agotamiento de las fuentes de
energía convencionales y el deterioro del ambiente son las principales preocupaciones de la química actual. En esta labor, el desempeño inter y multidisciplinario es
fundamental; esta ciencia tendrá que trabajar de manera directa con la biología y la
física.
Los avances en genómica permitirán el diseño de fármacos más específicos y efectivos.
Podrán fabricarse productos personalizados, acordes con las características genéticas de cada
persona. Enfermedades hoy sin cura como el SIDAA o el parkinson podrán ser prevenidas.
Por otra parte, el estudio de las propiedades físicas de las sustancias en relación con su
estructura atómica dará lugar al desarrollo de nuevos materiales y superconductores que,
sin duda, revolucionarán áreas como la microelectrónica, la construcción y los sistemas de
almacenamiento y distribución de energía.
Genética
iencias
renses
Medicin
Biología
Química
Ecología
Física
Todas las ciencias están relacionadas. Los avances en
una sirven como base para la construcción de nuevas
teorías y descubrimientos en otras
Conoce, piensa y actúa
Los beneficios y avances en nuestra calidad de vida debidos a la química siempre
tendrán un costo. El reto consiste en desarrollar procesos que maximicen los
beneficios y reduzcan al mínimo las repercusiones en la salud y el ambiente.
También se trata de que la población esté informada y educada para que pueda
juzgar y tomar decisiones sobre los materiales y sustancias que usa; además, que
tenga suficiente conocimiento sobre el manejo de los desechos que genera y sus
consecuencias.
Sólo las personas con estas características tendrán la posibilidad de evitar el
empleo abusivo de la química que, a los ojos de muchos, la convierte en villana.
Tú tienes ahora la oportunidad de conocer lo que hace la química, de identificar
los aspectos en tu cotidianidad en los que está inmersa, y sobre todo, en los que
puedes intervenir directamente para modificar lo que te rodea.
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Evalúate y aplica tus conocimientos
Contesta las siguientes preguntas
1. ¿Qué diferencia hay entre la multidisciplina y la interdisciplina?
2. ¿Dirías que la química es una ciencia multidisciplinaria? ¿Por qué?
3. ¿Qué opinión general tienen de la química en tu comunidad?
4. ¿Cuáles son los principales retos para la química en el nuevo milenio?
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La materia y sus
manifestaciones
Lo que vamos a
estudiar
1.2
Materia
1.2.1
Características y
manifestaciones
de la materia
1.2.2
Propiedades
químicas y físicas
1.2.3
Propiedades
extensivas e
intensivas
1.2.3.1 Estados de
agregación
1.2.4
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Cambios de
estado
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¡Activa tus ideas!
La frase “todo lo quee nos rodea”” es una de las defi
d niciones clásicas de mate
ateria. ¿En el
espacio también
én hay materia?
Entonces,, ¿qu
¿qué es el vacío?
Cuando enciendes un
n foco de
filamento de tungsteeno, además de la energía
ía eléctrica,
está involucrado
ou
un cambio de
estado, ¿sabes
abes cuál es?
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1.2 Materia
El concepto de materia; un paseo por el tiempo
Teoría de
Empédocles
sobre la materia
El filósofo griego Empédocles de Aciagas (495–435 a. C.) afirmaba que la materia
estaba compuesta por cuatro elementos; a saber: tierra, fuego, aire y agua. Esta
teoría, basada en la filosofía de Parménides y Pitágoras, fue sostenida y apoyada
por Aristóteles. Empédocles afirmaba que la materia dependía exclusivamente de la
relación que había entre estos elementos. Una piedra, por ejemplo, existe debido a su
relación única y exacta entre aire, fuego, tierra y agua.
Alrededor del año
430 a.C.
Empédocles de Agrigento
afirmó que tales elementos
eran cuatro: tierra, aire,
agua y fuego.
Un siglo más tarde,
Aristóteles supuso que el
cielo constituía un quinto
elemento, llamado éter.
Los griegos creían que
las sustancias de la Tierra
estaban formadas por las
distintas combinaciones de
estos elementos.
Demócrito de Abdera
aseguró que la materia
estaba compuesta por
partículas llamadas átomos
(que significa no divisible).
Y que algunas sustancias
estaban compuestas
por diversos átomos o
combinaciones de éstos.
También pensaba que una
sustancia podía convertirse
en otra al ordenar sus
átomos de diferente
manera.
Los sucesores de los
griegos en el estudio
de las sustancias
fueron los alquimistas
medievales, quienes
lograron conclusiones
más razonables que los
griegos, al conocer mejor
los materiales sobre los que
especulaban. Pero el avance
científico fue limitado por
el oscurantismo religioso
que envolvía la época.
En la época
contemporánea,
Lavoisier definió
los elementos
como sustancias
que no pueden ser
descompuestas por
medios químicos.
Durante el Renacimiento,
todos los conocimientos
químicos desarrollados en
la Edad Media comenzaron
a ser vistos desde una
perspectiva más científica,
formándose las bases sobre
las cuales se apoyaría la
química moderna. Surge
también la teoría del
flogisto por el químico
G. E. Stahl (1670-1734)
para explicar la
combustión.
En la actualidad, el auge
experimentado por la
teoría atómica gracias a las
aportaciones de Dalton,
Thomson, Rutherford,
Bohr, Schrödinger,
Einstein y muchos otros
científicos, ha conducido
a un conocimiento
de la materia que era
inimaginable hace apenas
200 años.
La idea de la materia se ha transformado hasta llegar a los modelos atómicos actuales.
Retomaremos este tema con mayor detalle en la segunda unidad. Por ahora comencemos
por recordar la definición de materia que has visto en otros cursos, ¿la recuerdas?
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La materia es
todo aquello que
ocupa un lugar en
el espacio y tiene
masa e inercia.
La inercia es
la propiedad de
los cuerpos de
permanecer en
estado de reposo
o movimiento hasta
que una fuerza
modifique ese estado.
Observa a tu alrededor, ¿reconoces algún aroma? Trata de describirlo e investiga de dónde proviene. Ahora imagina que tienes un trozo de chocolate derritiéndose en tu boca. ¿Puedes describir tus sensaciones?
¿Cómo podrías describir un objeto que nunca has visto? Por ejemplo, supón que alguien
te pide describir un “dan da”; imagina lo que podría ser, ¿cómo lo describirías?
Lo primero que hacemos al describir es clasificar. Por ejemplo, decimos si es un objeto y
su función; o un alimento, un atuendo tradicional de alguna región lejana, etcétera.
Enseguida te dicen que un “dan da” son 18 piedras y que están acomodadas por tamaños.
Ahora, imagina que están huecas.
Un “dan da” es un instrumento musical muy antiguo de una provincia de Vietnam, parecido al que conocemos como marimba. ¿Te lo imaginabas?
Este mismo problema lo tuvieron los primeros filósofos al intentar describir y clasificar
la materia. Comenzaron por nombrar materia a todo aquello que tuviera un lugar en el espacio, pero muy pronto notaron la necesidad de establecer una clasificación que permitiera
hablar sobre las propiedades y manifestaciones de lo que los rodeaba. Lo que llamamos ahora materia, es aquello que ocupa un lugar en el espacio y posee masa e inercia.
La masa es la medida de la cantidad de materia de un cuerpo. La medición de esta propiedad se lleva a cabo mediante el uso de una balanza. La unidad de medida para la masa en
el Sistema Internacional de medidas SII es el kilogramo (kg).
Es común que se confundan los conceptos de masa y peso, sin embargo, son muy diferentes. Este último es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un planeta, como la
Tierra, sobre un objeto situado en él. La unidad de medida para el peso en el SI es el Newton
(N) que equivale a kg/s2.
La relación matemática entre masa (m) en kg y peso (W) en N está dada por la siguiente
ecuación:
W⫽g⫻m
(2.1)
Donde el valor de g es la aceleración de la gravedad.
Ejemplo
o Compara el peso de una sustancia cuya masa es de 10 kg en los siguientes
ambientes.
a) En la Tierra, g ⫽ 9.8 m/s2
b) En Marte, g ⫽ 3.7m/s2
c) En la Luna, g ⫽ 1.6 m/s2
d) En el espacio
Solución:
Como la cantidad de materia no cambia, la masa del objeto es la misma en
todos los ambientes; el peso se modifica de acuerdo con la ecuación (2.1)
a) Peso en la Tierra, W ⫽ 9.8 m/s2 ⫻ 10 kg ⫽ 98 kg m/s2 ⫽ 98 N
Aunque la masa de un
astronauta no cambia en
el espacio, su peso se ve
modificado por la fuerza
de gravedad
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b) Peso en Marte, W ⫽ 3.7 m/s2 ⫻ 10 kg ⫽ 37 kg m/s2 ⫽ 37 N
c) Peso en la Luna, W ⫽ 1.6 m/s2 ⫻ 10 kg ⫽ 16 kg m/s2 ⫽ 16 N
d) Peso en el espacio, W ⫽ 0 m/s2 ⫻ 10 kg ⫽ 0 kg m/s2 ⫽ 0 N
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¡Ahora tú!
Explica por qué tu peso sería diferente si viajas a Marte o a la Luna y calcula tu peso en
cada uno de sus ambientes, así como en el de la Tierra.
Piensa y explica
Como ya lo mencionamos, el instrumento de medición para la masa es la balanza.
Para medir el peso de un cuerpo se utiliza una báscula. ¿Qué diferencia habrá
entre el mecanismo de una balanza y una báscula?
La unidad de medida en una
balanza es el kilogramo (kg)
La unidad de medida en una
báscula es el kilogramo fuerza
Las unidades de medida de un dinamómetro
son dinas o bien, kilogramo fuerza
1.2.1 Características
í
y manifestaciones de la materia
Compuestos, elementos y mezclas
El nombre químico de la sal común es cloruro de sodio. Este compuesto lo conoces bien;
es un sólido cristalino que usamos para darle sazón a los alimentos. Los elementos que lo
componen son muy diferentes. El sodio es un metal blando que reacciona violentamente
con el agua, y el cloro, un gas verde y venenoso.
¿Qué crees que tenga que pasar para que de estas dos sustancias obtengamos otra con
características totalmente diferentes? ¿Se tratará de un fenómeno físico o químico?
Los compuestos tienen propiedades únicas, diferentes de las características de los elementos que los forman
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La materia puede clasificarse de acuerdo con su constitución química. Se denomina
sustancia química a una porción de materia que se toma para estudiarla desde el punto de
vista químico.
Cuando en la naturaleza una sustancia está formada por un solo componente, se le denomina sustancia pura.
Si esta sustancia tiene la particularidad de poder ser descompuesta por una transformación química en sustancias más simples, entonces la nombramos compuesto.
Si estas sustancias más simples ya no se pueden transformar en algo más sencillo, se les
conoce como elementos.
Piensa y explica
Usa tus conocimientos previos para completar la siguiente tabla
Propiedades del compuesto
Compuesto
Propiedades de los
elementos
Agua
El agua es un
compuesto formado
por hidrógeno y
oxígeno;
í
ambos
gases son incoloros.
Azúcar
El azúcar está
compuesto por
carbono, que en una
de sus formas puede
ser un sólido negro,
y por hidrógeno y
oxígeno.
í
Alcohol etílico
El alcohol etílico se
encuentra en las
bebidas alcohólicas,
y al igual que el
azúcar, está formado
por carbono,
hidrógeno y oxígeno.
í
Vinagre
El ácido acético, o
vinagre, también
contiene carbono,
hidrógeno y oxígeno.
í
¿Por qué crees que los mismos elementos, como el carbono, el hidrógeno y el oxígeno,
pueden formar compuestos tan distintos como los que te presentamos en la tabla?
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Mezclas homogéneas y heterogéneas
Las sustancias que están formadas por la unión física de más de un componente se llaman mezclas. Éstas se clasifican en homogéneas y heterogéneas.
¿En qué piensas cuándo alguien te dice que los gustos musicales de tu
grupo de amigos son homogéneos? ¿Y si te dicen que es heterogéneo?
La diferencia entre ambas consiste en que en las mezclas homogéneas se
observa uniformidad en todos sus puntos, es decir, que sus componentes no
pueden distinguirse; y en el caso de las mezclas heterogéneas no hay uniformidad en todos sus puntos, lo cual permite que puedas distinguir a simple
vista los componentes que la forman.
Cuando en una sustancia puedes distinguir los
componentes que la forman, se trata de una mezcla
heterogénea
Conexión al mundo
¿Sabías que el vidrio es una mezcla? El vidrio se hace en un reactor de fusión, en donde se
calienta una mezcla que casi siempre consiste en arcillas y óxidos metálicos secos, pulverizados o granulados. La fusión es el proceso en donde un sólido cambia de estado de agregación
pasando a líquido; en el horno se forma un líquido viscoso y la masa se hace transparente y
homogénea a temperaturas mayores a 1000º C. Al sacarlo del reactor, el vidrio puede manipularse para darle forma.
El vidrio es una mezcla homogénea
Piensa y explica
Clasifica los siguientes materiales como mezclas homogéneas o heterogéneas y
explica tu respuesta.
Acero:
Agua de limón:
Agua de tamarindo:
Aire:
Bronce:
Soldadura:
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Resumen
Sustancia química
¿Una sola
sustancia?
Mezcla
Sus componentes se separan
usando métodos físicos
¿Se descompone en
sustancias más simples,
usando métodos químicos?
¿Es uniforme en todos sus
puntos?
1.2.2 Propiedades químicas y físicas
Una
característica
fundamental de la
materia es que
posee masa; la
masa es atraída al
centro de la Tierra
por acción de la
gravedad, a la
fuerza resultante la
llamamos peso.
Para describir a la materia usamos sus propiedades. Las propiedades de una sustancia nos
permiten, a través de la observación, reconocerla y distinguirla de otras.
Las propiedades de la materia pueden ser divididas en químicas o físicas.
Las propiedades químicas describen la forma en que puede cambiar o reaccionar una
sustancia frente a otra para formar una sustancia nueva. Las propiedades químicas de la
materia serán abordadas con mayor profundidad en la tercera Unidad; por ahora basta con
mencionar algunos ejemplos:
El flúor es el
elemento más
electronegativo.
Los metales
alcalinos reaccionan
violentamente con
el agua formando
hidróxidos.
Los metales
reaccionan con el
oxígeno formando
óxidos.
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Propiedades
químicas
“describen la
reactividad de una
especie química”.
El hidrógeno
reacciona con
oxígeno en presencia
de una chispa para
formar agua.
Los gases nobles
son los elementos
menos reactivos
de la tabla
periódica.
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Las propiedades físicas son aquellas que cuando se miden no hay cambio en su composición; es decir, la sustancia no sufre prácticamente ninguna alteración.
Las propiedades físicas más evidentes son las que detectamos a través de los sentidos.
Como ejemplos:
olor
Estado de
agregaci
Propiedades
físicas
“describen a una
sustancia sin sufrir
alteración”.
r
Textu
Sabor
Otras propiedades no tan simples que también pueden ser apreciadas por los sentidos
son la dureza, la ductilidad y la maleabilidad.
Algunos metales son más
dúctiles y maleables que
otros; esto se aprovecha para
fabricar artículos diversos
con ellos
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Muchas otras propiedades físicas pueden ser medidas con precisión en el laboratorio,
nos referimos a la solubilidad, la densidad, el punto de ebullición y el punto de fusión. Los
valores obtenidos de estas mediciones nos pueden servir, como ya lo mencionamos, para
distinguir una sustancia específica.
El agua y el aceite son inmiscibles
porque tienen diferente densidad
1.2.3 Propiedades extensivas e intensivas
Imagina que tienes una jarra —a la que llamaremos recipiente (A)— con un litro de agua y
que le mides la temperatura. Después divides este litro de agua y lo vacías en tres diferentes
depósitos: uno con 500 ml (B), otra con 350 ml (C) y el último con 150 ml (D).
¿Cambiará la temperatura del agua en los recipientes B, C y D? Si el recipiente D tiene la
menor cantidad de agua, ¿será el que tendrá menor temperatura? ¿Por qué? ¿Qué propiedades del agua han cambiado del recipiente original a los otros tres? ¿Qué propiedades no han
cambiado?
Una manera de clasificar las diferentes propiedades de una sustancia es averiguar si el
tamaño de la muestra afectaría a dicha propiedad en particular.
Las propiedades que no dependen del volumen de la sustancia se llaman propiedades
intensivas.
El punto de congelación y
el brillo son propiedades
intensivas de la materia
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Algunas de las propiedades intensivas son:
• La densidad. Es la proporción de la masa de un objeto a su volumen (masa/volumen).
• El punto de congelación. Es la temperatura a la que una sustancia cambia del estado
líquido al sólido.
• El punto de ebullición. Es similar al punto de congelación, ya que es la temperatura
en la que ocurre el cambio de estado de líquido a gaseoso.
• La reactividad. Es la capacidad de una sustancia para producir una reacción química.
La reactividad es una
propiedad intensiva
• La maleabilidad. Es la capacidad de un material para deformarse antes de fracturarse.
• La conductividad. Es la capacidad de una sustancia para permitir el flujo de la electricidad.
• Otras propiedades son el color,
r el brillo y el olor.
r
Las propiedades extensivas son aquellas que sí dependen de la cantidad de sustancia. Por
ejemplo, el volumen es una propiedad extensiva, ya que una pequeña muestra de carbón
ocupa un área y un volumen menor que una muestra más grande.
Algunos ejemplos de propiedades extensivas son:
• El volumen: Es el espacio tridimensional que ocupa una sustancia.
• La masa: la cantidad de materia de un objeto.
• El peso: la medida de la fuerza de gravedad con que la Tierra atrae a un objeto.
Las propiedades
extensivas, como el
volumen, dependen de la
cantidad de la materia
• La longitud: la distancia entre dos puntos.
Si la masa y el volumen son propiedades extensivas, ¿por qué la densidad es una propiedad intensiva?
Recuerda que:
Densidad ⫽
Masa
Volumen
Para explicar esto, piensa en un cubo como el que se muestra en la figura, cuya masa sea
de 1 gramo y su volumen de 1 cm3. De esta forma su densidad es 1 g / cm3.
1 gramo
1 cm3
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Si se toma la mitad del cubo del ejemplo anterior, ¿cambiará la densidad? ¿Por qué?
0.5 gramos
0.5 cm3
Ahora se tiene la mitad del cubo original; pesa la mitad y ocupa la mitad del volumen original. El valor de la densidad de este nuevo cubo es igual a la del cubo original
(1 g / cm3).
La densidad es independiente del tamaño o cantidad de sustancia.
De este resultado se puede deducir que al dividir dos propiedades extensivas entre sí se
obtendrá una propiedad intensiva.
1.2.3.1 Estados de agregación de la materia
Piensa y explica
Usa tus conocimientos sobre tu entorno para responder las siguientes preguntas.
1. ¿Cómo sabes en qué estado de agregación está la materia?
2. ¿Qué necesitas para cambiar el estado de agregación de la materia?
3. Observa los siguientes intervalos de densidades para gases, líquidos y sólidos:
Gases
0.0001 g/ml
Líquidos
0.5-3 g/ml
Sólidos
0.5-20 g/ml
Con ayuda de estos datos indica en qué estado de agregación son mayores las
distancias intermoleculares.
¿Cómo lo sabes?
La materia existe en tres estados característicos. Estos estados de agregación son: sólido,
líquido y gaseoso, y describen la condición física en que se encuentra la materia.
Al cambiar la energía del sistema, los elementos y los compuestos pueden cambiar el
estado de agregación en que estén.
El estado físico está determinado por dos factores: qué tan cerca se hallan las moléculas y
qué tan rápido se mueven. La distancia intermolecular depende de la presión, mientras que
la velocidad promedio de las moléculas depende de la temperatura.
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Sólidos
Los sólidos tienen una forma y volumen definidos. Normalmente son rígidos, ya que sus
moléculas se encuentran unidas unas con otras. A mayor unión, mayor rigidez del sólido.
A
B
La figura A representa un sólido y los círculos, a los átomos que lo
componen. La figura B representa la estructura del agua en estado
sólido. Nota que hay espacio vacío entre las moléculas
En este estado de la materia, los átomos tienen un orden espacial fijo y sólo dentro de
este espacio pueden moverse con cierta libertad, la cual está dada por el grado de empaquetamiento. A este movimiento se le conoce como vibración.
Líquidos
La energía
cinética es aquella
implicada en el
movimiento de un
cuerpo.
La principal característica de los líquidos es que su forma está determinada por el recipiente
que los contiene. Los líquidos pueden fluir, derramarse o escurrir debido a que las moléculas
no tienen una posición espacial tan fija como en los sólidos.
Aquí, como las moléculas del material líquido tienen suficiente energía cinética y se mueven mas rápido, pueden romper la restricción de una estructura definida. La energía cinética
sobrepasa la fuerza de atracción molecular; ésta es lo suficientemente fuerte como para mantener al material líquido unido, pero no para darle una forma o estructura definida.
Los líquidos también tienen otras características especiales, como la viscosidad y la tensión superficial.
Cuando un líquido fluye, éste presenta una resistencia interna al movimiento; a este
fenómeno se le conoce como viscosidad del líquido.
Por ejemplo, si comparas el flujo de la miel con el del agua, puedes ver que el agua fluye
con mayor facilidad de un recipiente a otro; por lo tanto, la miel tiene mayor viscosidad.
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Haciendo ConCiencia
1) Coloca en una probeta las siguientes sustancias.
a)
b)
c)
d)
cajeta
miel
aceite
agua
Ordena las sustancias en orden creciente de densidad
2) Coloca una gota de cada sustancia en una regla y toma el tiempo que tarda en fluir
5 cm al colocar la regla en posición vertical.
Coloca las sustancias en orden creciente de viscosidad.
Responde:
¿La densidad y la viscosidad de las sustancias tienen siempre la misma tendencia?
Gases
La principal característica que diferencia a los gases de los demás estados de agregación es
que no tienen forma ni volumen definido. La fuerza de atracción en los gases es mínima y su
energía cinética es mayor, por lo que las moléculas de un gas tienden a estar muy alejadas
entre sí. Otra característica de los gases es su compresibilidad. En la vida cotidiana se aprecia
cuando abres un refresco; se puede escuchar claramente la salida del gas que se encontraba
comprimido en su recipiente, y como la presión dentro del envase es mayor que la atmosférica, se puede escuchar y a veces hasta sentir la fuerza con que sale el gas.
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¡Que no te cuenten!
Existe cierta discrepancia entre la comunidad científica en torno a nuevos estados de agregación. Se trata del plasma y el estado de condensación Bose-Einstein. Por ejemplo, se preguntan si realmente el plasma es un estado de agregación o una extensión al estado gaseoso.
El plasma se define como una mezcla de gases a temperaturas muy elevadas que pueden
ser observados de muchas formas, por ejemplo, la aurora boreal o las luces neón.
El estado condensado de Bose-Einstein fue descubierto por los científicos Cornell y Weiman en 1995. Su nombre es en honor a los científicos Satyendra Bose y Albert Einstein. Si
en los plasmas los átomos se encuentran a temperaturas muy elevadas, en el estado condensado de Bose-Einstein están a temperaturas muy bajas. Este estado ha podido crearse sólo
con ciertos elementos; Cornell y Weiman lo demostraron con el rubidio.
Resumen
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1.2.4 Cambios de estado
Con un cambio en la energía de los sistemas, puede modificarse su estado. Observa el siguiente esquema y contesta:
Se absorbe energía cuando el cambio de fase va en este sentido
Se libera energía cuando el cambio de fase va en este sentido
1. ¿Qué tipo de energía crees que se necesita para pasar de un estado de agregación a
otro?
2. ¿Qué fase tiene la mayor energía?
3. ¿Qué fase tiene la menor energía?
Observa el siguiente diagrama en el que se nombran los diferentes cambios de estado.
,OS CAMBIOS DE ESTADO
%BULLICIØN
#ONDENSACIØN A LÓQUIDO
'AS
3UBLIMACIØN
A DEPOSICIØN
,ÓQUIDO
,ÓQUIDO
&USIØN
3OLIDIFICACIØN
3ØLIDO
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Con base en el diagrama y en los ejemplos, escribe las definiciones restantes de los cambios de estado de agregación:
FUSIÓN: La fusión es la transición del estado sólido al líquido.
CONGELACIÓN:
EVAPORACIÓN:
CONDENSACIÓN:
SUBLIMACIÓN:
DEPOSICIÓN: Este cambio es el inverso a la sublimación, aquí la materia pasa directamente del estado gaseoso al sólido sin pasar por el líquido.
Para que la materia cambie de estado se modifica la energía de sus moléculas, ya sea
alterando la temperatura o la presión; también pueden variarse las dos al mismo tiempo. En
la materia, aumentar la temperatura implica agregar energía y viceversa.
Observa con detenimiento la gráfica y contesta las siguientes preguntas.
1. Explica con tus propias palabras qué interpretación le das a la gráfica.
Cada cambio
de fase tiene
un nombre que
depende del punto
de partida y del
estado al que llega.
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2. ¿Cómo se comporta la temperatura durante un cambio de fase?
3. ¿Pasará lo mismo con la presión?
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Observa la siguiente tabla en la que se registran las distintas temperaturas de fusión y
ebullición del agua a diferentes presiones.
Fusión
Ebullición
Presión (atm)
Temperatura °C
0.5
0.7
1.0
0
3.0
⫺0.2
0.5
80.9
1.0
100
3
132.9
4. ¿Qué pasa con la temperatura de fusión y ebullición cuando aumenta la presión?
5. ¿Qué pasa con la temperatura de fusión y ebullición cuando disminuye la presión?
Observa la siguiente gráfica y contesta:
1. ¿La grafica se refiere al punto de ebullición o de fusión del agua? ¿Cómo lo sabes?
2. ¿A qué presión tendrías que trabajar para cambiar de fase a 30 ºC?
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Conexión al mundo
Los perros no tienen glándulas sudoríparas, excepto en los
dedos de las patas; por eso se enfrían jadeando. Al resoplar,
la saliva de los perros se evapora en su lengua y como es un
proceso que requiere energía, los perros se refrescan.
Si te da frío al salir de la regadera, puedes entrar de nuevo al
cancel y calentarte. Dentro se condensa el exceso de vapor de
agua, este proceso libera la energía que ayuda a calentarnos.
El gas que usamos en casa nos lo venden en cilindros o lo
distribuyen en pipas; en ambos casos se encuentra en estado líquido; sin embargo, cuando pasa a las tuberías de la
casa ya está en estado gaseoso. En ambos depósitos, el gas
se encuentra comprimido; al pasar a las tuberías, su presión
disminuye y pasa al estado gaseoso.
¡Que no te cuenten!
Las lámparas incandescentes son dispositivos formados por
una ampolla de vidrio que contiene un gas inerte, argón o
kriptón, y un filamento de tungsteno. Las altas temperaturas
(alrededor de 2000 ºC) que alcanza el tungsteno con el paso
de la corriente eléctrica provocan la emisión de luz visible.
El color de esa luz es ligeramente amarillento. Para conseguir luz más blanca es necesario aumentar la temperatura
del filamento, con lo que el tungsteno puede sublimar y el
filamento hacerse más delgado en algunos puntos. En estos
puntos la temperatura aumenta y el tungsteno puede llegar a
fundirse (a 3387 ºC), se dice que “la bombilla se ha fundido”.
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Debido a la sublimación del tungsteno, habitualmente la ampolla de vidrio de una bombilla va oscureciéndose —el tungsteno que sublima se deposita, vuelve al estado sólido, en
la zona de menor temperatura, el vidrio.
En la actualidad, para obtener luz más blanca se utilizan las lámparas halógenas que
permiten que el filamento alcance una temperatura más elevada sin que el tungsteno llegue
a fundirse.
¿Sabías que las lámparas halógenas funcionan
gracias a la sublimación de un metal?
Resumen
Líquido
Sólido
Gaseoso
Estados de
agregación
Sublimación
Físicas
Químicas
Extensivas
Ebullición
Propiedades
Materia
Cambios de
estado
Intensivas
Fusión
Solidificación
Condensación
Depositación
¿Una sola sustancia?
Sí
No
¿Se descompone en
sustancias más simples?
Sí
Mezcla
No
¿Uniforme en todos sus puntos?
Compuesto
Elemento
No
Mezcla
heterogénea
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Sí
Mezcla
homogénea
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Evalúate y aplica tus conocimientos
a. Los antiguos mexicanos empleaban el jade para elaborar ornatos y otros objetos
suntuarios. A esta piedra la asociaban con el agua, por lo que a los muertos se les
introducía una pieza en la boca para que no les faltara ese líquido durante su viaje
por el inframundo. La composición química del jade es: jadeíta NaAl(SiO2), nefrita
Ca2(MgFe)5SiO3O22(OH)2. Dos muestras de jade distintas difieren en las cantidades relativas de jadeíta y nefrita. Sin saber más acerca de los materiales, ¿cómo clasificarías
a la jadeíta?
b. De los siguientes ejemplos identifica las propiedades físicas y químicas:
1. En la bitácora de uno de tus compañeros lees la siguiente evidencia experimental;
elabora un cuadro comparativo con las propiedades físicas y químicas que identifiques.
La sustancia es un metal lustroso, blanco plateado, que se funde a 125
°C y hierve a 300 °C; su densidad a 25 °C es de 1.738 g/cm3. La sustancia
arde en el aire, produciendo una luz blanca intensa, y reacciona con cloro
para generar un sólido blanco quebradizo. La sustancia es buena conductora de la electricidad.
2. El gas cloro, amarillo verdoso, ataca al sodio metálico para formar cristales de
cloruro de sodio (sal de mesa).
3. Un imán que separa una mezcla de limadura de hierro y arena blanca.
4. El hierro de la chatarra de los coches lentamente forma una frágil costra café
rojiza.
c. De los siguientes ejemplos determina si el cambio es físico o químico.
1. La formación de escarcha es el cambio de temperatura del vapor de agua (agua
gaseosa), en aire húmedo, a cristales de hielo (agua sólida)
2. Explosión de dinamita que forma una mezcla de gases al convertirse en otras sustancias.
3. Una planta que brota de una semilla regada y fertilizada (la semilla, el aire, el
fertilizante, el suelo y el agua usan energía de la luz solar para producir cambios
complejos en su composición).
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d. Dibuja el ciclo del agua e indica cómo se llaman los cambios de estado por los que
pasa y en cuál estado el agua tiene mayor energía.
·
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6/30/06 12:02:31 AM
Energía
Lo que vamos a
estudiar
1.3
Energía
1.3.1 Características y
manifestaciones
de la energía
1.3.2 Beneficios y
riesgos en su
consumo
1.3.3 Energías no
contaminantes
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¡Activa tus ideas!
Algunos científicos
c
han buscado afanosamente
te construir
una máquina de mov
ovimiento
perpetuo, de tal man
nera que
habría necesidad de aplicar
energía a la máqui
uina sólo al
principio. ¿Crees
es que esto sea
posible? ¿Por qué?
Si alguien te dice
un litro de gasolina
iente
puedes transitar una
a distancia mayor que con u
un litro de
gasolina frío. ¿Cre
rees que es
verdad o que es mentira? ¿Por
qué?
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¿En qué piensas cuando hablamos de energía?
Escoge entre llevar cargando tus libros y cuadernos de tu casa a la escuela o acarrearlos en esas mochilas que tienen ruedas. Y qué mejor si esas ruedas fueran impulsadas por un motor, ¿o no? ¿Por qué cuando algo te cuesta trabajo físico buscas la
forma de realizarlo para que te canses menos? ¿Crees que la naturaleza se comporte
de la misma forma? Cuando uno piensa en un animal viene a la mente la idea de que
para conseguir su alimento, éste se desplaza corriendo, volando o nadando. ¿Pero
qué piensas cuando oyes hablar de las plantas carnívoras? Existe una que se llama
Dionaea muscipula, mejor conocida como Venus atrapamoscas. Por obvias razones,
¿Las plantas carnívoras ahorran
esta planta no puede andar corriendo de aquí para allá buscando moscas que comer.
energía al no moverse?
Mueve sus trampas lo menos posible para que cuando éstas se cierren atrape algo.
¿Tiene esto que ver con un ahorro energético?
Seguramente has visto u oído la publicidad de ciertos alimentos o bebidas que dicen
darte energía, ¿realmente te la dan?
Algunas bebidas se anuncian
como proveedoras de energía
1.3 Energía
Energía es la
capacidad de los
cuerpos o sistemas
para desarrollar un
trabajo.
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Actualmente, hablar de energía va más allá de la simple definición del concepto en términos
físicos, ya que se ha convertido en un asunto de interacción económica, financiera y tecnológica entre empresas y países.
Sin energía, un país no puede producir todos los bienes y servicios que su población
demanda, ni aumentar constantemente su producción. La energía, junto con otros recursos
naturales como la tierra, el agua, los bosques y los recursos humanos, es una parte de la
soberanía de una nación; es decir, la facultad que ésta le otorga a
su gobierno de decidir libremente el destino y uso de su riqueza,
de acuerdo con los intereses nacionales.
A pesar de que el término energía resulta difícil de definir en pocas
palabras, por estar tan familiarizados con él e incluirlo cotidianamente en nuestro lenguaje parecería que tenemos cierta comprensión
de su significado. Una forma sencilla de comenzar con el estudio
de la energía es tomar la definición de nuestra clase de física: “la
energía es la capacidad de los cuerpos o sistemas de cuerpos para
efectuar un trabajo”.
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1.3.1 Características y manifestaciones de la energía
Ley de
conservación
de la energía: la
cantidad total de
energía se conserva
durante una
transformación.
Para ejemplificar el anterior concepto digamos que podemos levantar un objeto (realizamos
un trabajo) debido a la energía que nos proporcionan los alimentos que ingerimos; energía
química que provino de reacciones químicas en nuestro organismo.
En una máquina, por ejemplo, el trabajo realizado está limitado por el combustible. De
la generalización de experiencias como las anteriores se deriva lo que conocemos como ley
de conservación de la energía: la cantidad total de energía es igual antes y después de una
transformación.
En otras palabras, la energía que pierde un cuerpo que efectúa un trabajo la gana totalmente el cuerpo sobre el cual se efectúa dicho trabajo. El resultado neto es que no hay pérdida de energía del Universo como un todo. No existen excepciones a esta ley y no podemos
obtenerla a partir de otros principios.
La energía cinética de un
cuerpo está asociada al
movimiento
Las leyes de
Newton son:
1. Todo cuerpo
permanece
en estado de
reposo a menos
que una fuerza
lo modifique. A
esto se le llama
inercia.
2. La fuerza de
un cuerpo es
directamente
proporcional a
la masa y a la
aceleración del
mismo.
3. A toda acción
corresponde
una reacción, de
igual magnitud
pero en sentido
contrario.
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La energía química que genera la combustión del carbón
se transforma en energía calorífica que cambia el estado
del agua. La presión ejercida por el vapor pone en
movimiento el mecanismo
La energía puede manifestarse de varias maneras: química, térmica, mecánica, eléctrica,
atómica o nuclear, por citar algunos ejemplos.
La energía que produce el movimiento de un cuerpo se denomina cinética.
La expresión que describe este tipo de energía puede obtenerse si recordamos nuestras
clases de física clásica. De acuerdo con la segunda ley de Newton, la fuerza necesaria para
poner un cuerpo en movimiento después de estar en reposo es:
F⫽m⫻a
(3.1)
Donde m es la masa del cuerpo y a su aceleración.
Si la distancia que recorre el cuerpo cuando aplicamos la fuerza es igual a dd, el trabajo,
W, podemos expresarlo como:
W⫽F⫻d
(3.2)
Se puede demostrar que la distancia d se relaciona con la velocidad, v, y la aceleración,
a, mediante la ecuación:
d ⫽ v2兾2a
(3.3)
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Por lo tanto, la energía cinética debida a este movimiento será:
Ec ⫽ F ⫻ d ⫽ ma ⫻ v2兾2a ⫽ mv2兾2
Energía cinética
es aquella implicada
en el movimiento de
un cuerpo.
(3.4)
La energía potencial es la capacidad que tiene un cuerpo para efectuar un trabajo en
virtud de su posición.
Nuevamente, podemos obtener una expresión para este tipo de energía recurriendo a la
segunda ley de Newton —ecuación 3.1.
Ec ⫽ mv 2兾2
La energía potencial
está determinada por la
posición de los cuerpos
Energía potencial
es aquella que
posee un cuerpo
dada su posición.
Ep ⫽ mgh
La fuerza aplicada al cuerpo en este caso es la que ejerce la gravedad Fg; por lo tanto, la
aceleración será también la aceleración debida a la gravedad, g; entonces, la fuerza queda
expresada como:
Fg ⫽ m ⫻ g
(3.5)
Si hacemos que el cuerpo se eleve a una altura h, el trabajo efectuado para hacerlo contra
la fuerza de gravedad es el trabajo almacenado dentro del cuerpo o su energía potencial, que
de acuerdo con la ecuación 3.3, expresamos como:
Ep ⫽ Fg ⫻ h ⫽ (mg)h
(3.6)
Piensa y explica
Si analizamos la ecuación 3.4, queda claro que la energía cinética depende de
la velocidad a la que se mueva un cuerpo. Si la velocidad del cuerpo es cero, o
está en reposo, su energía cinética es igual a cero. ¿Pasa lo mismo con la energía
potencial al analizar la ecuación 3.6? ¿Existe alguna altura natural igual a cero?
Energía mecánica
es la suma de la
energía cinética
más la potencial.
Em ⫽ Ec ⫹ Ep
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A la suma de la energía potencial más la energía cinética se le llama energía mecánica.
Un ejemplo de los diferentes tipos de energía lo podemos apreciar cuando un atleta realiza un
salto con pértiga (ver la figura de la página siguiente). Este deportista tuvo que ingerir alimentos que su organismo transformó para poder mover los músculos de sus piernas; inicialmente,
esto le proporcionó energía cinética. Durante el salto la energía cinética se convierte en energía potencial, pues el competidor tiene que desplazarse una determinada altura para rebasar
la barra. Para poder saltar una altura h, el atleta tiene que despegar del suelo con una energía cinética por lo menos igual a mgh, Pero notemos que h no es la altura desde el suelo
hasta la barra, puesto que su centro de gravedad está aproximadamente a un metro de altura
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del suelo y comienza su salto en una posición erguida. Justo en el momento en que alcanza
la barra, el atleta tiene que flexionar su cuerpo de tal forma que quede en una posición horizontal, para que la altura h que tenga que elevarse sea mínima.
El atleta tiene que elevar su centro de gravedad (cg) solamente una altura h, que es aproximadamente la mitad de la
altura a la que está la barra del suelo
Pero, ¿para qué nos sirve conocer los diferentes tipos de energía?
La energía es una fuente básica para el bienestar humano. Luz, refrigeración, aire acondicionado, agua caliente, etcétera. El acceso a las diversas fuentes de energía es fundamental para combatir la pobreza. Hay cada vez una mayor relación entre energía, economía y
medioambiente.
La energía puede clasificarse en primaria y secundaria, de acuerdo con la forma de obtenerla.
Energía
Primaria
Secundaria
Se obtiene de fuentes
primarias
Se obtiene a partir de la
transformación de las fuentes
La energía primaria corresponde a las distintas fuentes de energía, tal y como se encuentran en la naturaleza; se obtiene en forma directa o después de un proceso de extracción.
Ejemplos de energía primaria son la leña, el petróleo, una caída de agua, la energía potencial
de un caudal hidráulico y el vapor natural, que es energía almacenada bajo la superficie de
la Tierra en forma de calor hasta que emerge como vapor.
La energía secundaria es aquella que se obtiene de las fuentes primarias en centros de
transformación y tiene características específicas para su consumo final. Algunos ejemplos
son el coque, el gas licuado de petróleo, las gasolinas y las naftas, el queroseno, el diesel, el
combustóleo, el gas natural y la electricidad.
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6/30/06 12:08:50 AM
Piensa y explica
Discute con tus compañeros sobre los diferentes tipos de energía que conocen.
Completa el siguiente cuadro indicando la forma de energía que toma y que
provee cada aparato.
Energía original
Aparato
Energía transformada
eléctrica
licuadora
mecánica
tostador de pan
química
horno de gas
radio
plancha
guitarra
ventilador
calentador eléctrico
1.3.2 Beneficios y riesgos en su consumo
Una de las principales
formas de energía
utilizadas por el hombre es
la electricidad
Uno de los tipos de energía más importantes es la electricidad, la cual se transmite por
electrones en movimiento. Sin la electricidad no sólo no habría luz, sino tampoco comunicación, ni fuerza para el funcionamiento de las máquinas.
La electricidad es energía secundaria, o derivada, que puede producirse a partir de la
mayoría de los agentes energéticos. El procedimiento más importante consiste en emplear
un generador, o alternador, que transforma la energía primaria suministrada por un proceso
térmico o por una turbina hidráulica. Para la mayor parte de sus aplicaciones, la electricidad
debe producirse al mismo tiempo que se consume. Su almacenamiento es posible tan sólo
indirectamente y dentro de límites restringidos.
Conexión al mundo
Los combustibles fósiles (hidrocarburos y carbón) son y seguirán siendo la principal fuente
de energía debido a su menor costo y mayor eficiencia en su transformación. Sin embargo,
el impacto ambiental por la emisión de gases y el efecto invernadero como consecuencia de
su combustión pueden limitar su utilización en el futuro. La emisión de gases en
la producción de energía representa aproximadamente 80% de la contaminación
del aire. Es la actividad humana que más contamina el ambiente.
¿Alguna vez pensaste que encender un foco en tu casa o emplear aparatos
electrodomésticos representaba contaminar el ambiente? No es que directamente
lo hagas, sino que para hacer llegar esa energía a tu casa tuvo que darse un proceso para generarla; es aquí donde se liberan los contaminantes al ambiente.
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6/30/06 12:08:52 AM
¡Sorpréndete! En promedio, una casa produce dos veces más gases contaminantes que
un auto. Una casa produce aproximadamente 10 mil kg de CO2 y un auto, 5 200 kg.
De aquí viene la importancia de ahorrar energía; mientras más ahorres menos contaminarás. Reflexiona sobre este punto, cuando ahorras energía no sólo economizas dinero,
sino que ayudas a disminuir la contaminación ambiental. ¿Ahora entiendes por qué debes
acostumbrarte al hecho tan simple de apagar la luz cuando sales de una habitación?
¿Sabes cuánto cuesta la energía que llega a tu casa?
Haciendo ConCiencia
Revisa diferentes aparatos eléctricos, por ejemplo, la plancha, la batidora, la lavadora, la secadora, el televisor, etcétera. Llena la tabla 1. ¿Cómo sabemos cuáles consumen más energía?
Observa las especificaciones de los aparatos y fíjate que hay un valor expresado en watts; éste
es un valor de potencia, el cual podemos relacionar con la energía de la siguiente manera:
Energía ⫽ potencia ⫻ tiempo, cuyas unidades se expresan normalmente como:
kwh ⫽ kw ⫻ h
Tabla 1. ¿Cuánto cuesta usar la energía?
Aparato
Potencia
(kw)
al día
Horas
encendido
Energía兾día
(kwh)
Costo兾día
$
Costo兾año
$
refrigerador
televisor
¿Cuántas horas usas cada aparato por día? Con este dato calcula la energía que se gasta
al día por cada aparato.
Para determinar el costo de la energía eléctrica de forma simple considera que:
Costo ⫽ precio (que puedes obtener del recibo de luz) ⫻ energía
$ ⫽ $兾kwh ⫻ kwh
Con los datos anteriores puedes calcular cuánto gastas al día o al año por cada aparato o,
si lo sumas, cuánta energía eléctrica gastas en tu casa.
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6/30/06 12:22:51 AM
Un watt es
una unidad de
potencia; es decir,
la velocidad a la
cual se suministra
la energía. Debe su
nombre a James
Watt, inventor de la
máquina de vapor.
Para entenderlo
mejor, reflexiona en
el siguiente ejemplo.
Si sostienes una
manzana —o un
objeto— de 100
g y la levantas
una distancia de
un metro en un
segundo, la potencia
que necesitaste
para hacer esto
fue 1 watt, en otras
palabras la potencia
⫽ energía/tiempo.
Un watt es la
potencia que
suministra 1 joule
por segundo, 1
kilowatt ⫽ 1000
watts. Al subir
una escalera, un
individuo provee
aproximadamente
100 watts; 1 caballo
de fuerza ⫽ 736
watts.
La demanda de energía en el mundo se ha incrementado y se piensa que seguirá en aumento; para ello, se usarán combustibles fósiles en su mayor parte. No se ve la posibilidad de
que puedan ser sustituidos por otras fuentes de energía en un plazo razonable. Sin embargo,
existen procesos que si bien no contaminan tanto el ambiente, representan otro tipo de riesgos. Tal es el caso de la energía nuclear.
La energía nuclear es aquella que se libera como resultado de una reacción nuclear. Puede obtenerse por el proceso de fisión nuclear (división de núcleos atómicos pesados) o bien
por fusión nuclear (unión de núcleos atómicos muy livianos). En las reacciones nucleares
se libera una gran cantidad de energía debido a que parte de la masa de las partículas involucradas en el proceso se transforma directamente en energía. Una reacción nuclear es un
millar de veces más energética que una reacción química; por ejemplo, la generada por la
combustión del metano.
La energía nuclear es aquella que se libera en una reacción nuclear
1.3.3 Energías no contaminantes
Afortunadamente, existen otros tipos de energía que, de forma general, están agrupados en
la categoría de energía renovable. Se le denomina así debido a que, administrada en forma
adecuada, puede explotarse ilimitadamente porque su cantidad disponible no disminuye a
medida que se aprovecha. Se conocen como energías renovables establecidas las que ha
empleado la humanidad a través de los siglos, o su tecnología se encuentra muy bien desarrollada. Por ejemplo: las grandes centrales hidroeléctricas, la biomasa (en forma de leña).
Se llaman nuevas renovables, o no convencionales, o fuentes alternas, aquellas que, aun
teniendo el potencial para ser desarrolladas, no se han explotado. Por ejemplo, las energías
solar, eólica, mareomotriz, biomasa (en forma de biogás) o hidráulica (minihidráulica).
La principal importancia de utilizar energías renovables es que proporcionan una solución a los problemas del cambio climático y contribuyen a la protección del ecosistema de
las generaciones presentes y futuras.
Biomasa
Esta emplea la materia orgánica susceptible de ser utilizada como energía (por ejemplo,
desechos sólidos —municipales y agropecuarios— y residuos del bosque).
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6/30/06 12:22:54 AM
En México se producen
900 mil toneladas de
basura diariamente, de
acuerdo con algunas
estimaciones. Con esa
cantidad de basura
podrían generarse
aproximadamente 150 mw
El aprovechamiento de la biomasa como energético puede realizarse mediante
la combustión directa o por la conversión de la biomasa en diferentes combustibles
a través de procesos como la digestión anaerobia, la pirólisis, la gasificación o la
fermentación.
Diversos estudios valoran el potencial de aprovechamiento de este recurso; entre
ellos se encuentra la caracterización del biogás generado por residuos sólidos urbanos; también se puede mencionar el análisis de la viabilidad técnica y económica del
empleo del bagazo de caña para generar electricidad en los ingenios azucareros
del país.
Energía solar
Para generar electricidad a partir de la energía solar existen varios sistemas.
• Los sistemas fotovoltaicos convierten directamente la luz solar mediante algún material semiconductor. El uso de dispositivos fotovoltaicos ofrece oportunidades para
proporcionar electricidad a zonas aisladas.
• Los sistemas de concentración de energía solar concentran la energía por medio de
dispositivos que reflejan la luz del Sol; pueden ser espejos, los cuales producen calor
que genera electricidad.
• Los sistemas termosolares calientan fluidos con la ayuda de concentradores.
El potencial de aprovechamiento de energía solar en México es uno de los más altos del
mundo. Alrededor de tres cuartas partes del territorio nacional son zonas con una insolación
media del orden de 5 kwh/m2 al día, el doble del promedio de Estados Unidos.
El potencial de
aprovechamiento de
energía solar en México
es uno de los más altos
del mundo
caciones; en general, resultan elevados en comparación con las tecnologías convencionales.
Los costos para sistemas fotovoltaicos se encuentran en un orden de 3500 a 7000 dólares por
kw instalado y de 25 a 1560 centavos de dólar por kwh generado. Para los sistemas fototérmicos los costos se estiman de dos mil a cuatro mil dólares por kw y de 10 a 25 centavos de
dólar por kwh1.
1
Fuente: Secretaría de Energía http://www.energia.gob.mx
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6/30/06 12:22:55 AM
Energía eólica
La energía eólica es la principal fuente
de energía de países con gran terreno
llano, como España
La energía cinética del viento se aprovecha para realizar trabajo mecánico o para
generar electricidad, como en molinos y pozos. Los aerogeneradores comerciales
de fuerza se encuentran disponibles desde 500 hasta 1500 kw de potencia nominal;
actualmente, existen prototipos de hasta 3 mil kw.
Hoy día, los costos típicos de inversión en instalaciones eólicas son aproximadamente de mil dólares por kw instalado y los costos de generación por kwh, entre 5 y
11 centavos de dólar, con múltiples beneficios económicos y ambientales.
Geotermia
Géiser
El interior de la Tierra, al igual que el Sol, nos proporciona energía de manera natural, la cual podemos usar sin contaminar el ambiente. En el interior de la Tierra, a
6800 km aproximadamente, la temperatura alcanza más de 5000 °C.
Desde tiempos remotos, la gente ha utilizado la energía geotérmica, aunque su
principal uso fue para baños de relajamiento y fines recreativos. Actualmente se estudian las reservas geotérmicas para llevar agua caliente a la superficie; para esto se
requiere de geólogos, geoquímicos e ingenieros, quienes hacen una gran labor de
exploración. Cuando localizan las áreas que contienen agua geotérmica, excavan y
conducen el líquido a la superficie, de manera que pueda emplearse para producir
energía eléctrica.
2ESERVA GEOTÏRMICA
!GUA DE
LLUVIA
!GUA DE
LLUVIA
!GUA CALIENTE
2OCA
CALIENTE
2OCA
CALIENTE
Reserva geotérmica
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6/30/06 12:22:56 AM
En una planta de energía geotérmica el calor o el agua caliente de las reservas geotérmicas proporcionan la fuerza que mueve las turbinas (generadores) y producen electricidad.
El agua utilizada regresa a su fuente original por medio de inyección, de tal forma que
puede ser recalentada en la reserva para mantener la presión y, de esta manera, conservar
la reserva.
Existen diferentes tipos de plantas geotérmicas, dependiendo de la temperatura y la presión de la reserva.
Una es la reserva “seca” que produce vapor pero muy poca agua. El vapor se calienta y se
bombea directamente a una planta de vapor para hacer girar un generador de turbina.
Otra es la “reserva de agua caliente”. En este tipo de reservas el agua caliente (entre 150
y 400 °C) se lleva a la superficie por la misma presión de la reserva; cuando llega a la planta
en forma de vapor mueve las turbinas de un generador.
Una reserva que tiene agua cuya temperatura no es suficiente para generar el vapor que
mueva las turbinas de un generador (entre 250 y 360 °C) puede aprovecharse en una planta
“binaria”. En un sistema binario el agua geotérmica se hace pasar por un intercambiador de
calor, calentando otro líquido, como el isopentano, cuyo punto de ebullición está por debajo
del punto de ebullición del agua. Cuando se calienta el segundo líquido (binario), éste se
expande y en forma de vapor puede hacer girar las turbinas de un generador. En este ciclo
no hay emisiones contaminantes.
Hidráulica
La energía hidráulica se basa en aprovechar la caída del agua desde cierta altura. La energía
potencial, durante la caída, se convierte en cinética. El agua pasa por las turbinas a gran
velocidad, lo cual da lugar a un movimiento de rotación que finalmente se transforma en
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6/30/06 12:23:04 AM
energía eléctrica por medio de generadores. Es un recurso natural disponible en las zonas
que tienen suficiente cantidad de agua y una vez utilizada es devuelta río abajo. Su desarrollo requiere construir presas, canales de derivación y la instalación de grandes turbinas y
equipo para generar electricidad.
Históricamente, la fuerza del agua ha sido utilizada para moler trigo. Con la Revolución
Industrial, especialmente a partir del siglo XIX, comenzó a tener gran importancia con la
aparición de las ruedas hidráulicas para la producción de energía eléctrica. Poco a poco
la demanda de electricidad fue en aumento. El bajo caudal del verano y el otoño y los hielos
del invierno hacían necesaria la construcción de grandes presas de contención, por lo que
las ruedas hidráulicas fueron sustituidas por máquinas de vapor.
La primera central hidroeléctrica moderna se construyó en 1880 en Northumberland,
Gran Bretaña. El principal auge de la energía hidráulica se produjo por el desarrollo del generador eléctrico, seguido del perfeccionamiento de la turbina hidráulica y por el aumento
de la demanda de electricidad a principios del siglo XX. En 1920, las centrales hidroeléctricas
ya generaban una parte importante de la producción total de electricidad y actualmente este
tipo de energía representa la cuarta parte de la producción total de electricidad.
Resumen
{
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6/30/06 12:23:05 AM
Evalúate y aplica tus conocimientos
1. ¿Qué diferencia hay entre energía y fuerza?
2. Calcula la energía potencial de un clavadista de 59 Kg que está a punto de
lanzarse de la plataforma de 10m.
3. Explica qué es la potencia eléctrica y cuáles son sus unidades.
4. ¿Qué tipo de energía no contaminante podría utilizarse en tu comunidad?
Justifica.
E0319-Unidad 1-1.3.indd Sec1:43
6/30/06 12:23:06 AM
Cambio físico,
químico y nuclear
Lo que vamos a
estudiar
1.4
Cambio físico,
químico y nuclear
1.4.1 Cambio físico y
químico
1.4.2 Cambio nuclear
E0319-Unidad 1-1.4.indd Sec1:44
6/30/06 12:27:02 AM
¡Activa tus ideas!
La energía nuclearr eestá asociada a la destrucción.. Sin embargo, países como España
satisfacen más del 80%
0% de su
demanda energética
ca con este
recurso. ¿Qué riesg
esgos crees que
se corren?
En gran medida, la generación
de energía eléctrica ess responsable de la emisión
n de gases
que contaminan la atmósfera.
¿Cómo pueden
en d
disminuirse estas emanacio
aciones?
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6/30/06 12:27:06 AM
1.4.1 Cambio físico y químico
Todo en la naturaleza se transforma. Los cambios a lo largo del tiempo son manifestaciones constantes de la naturaleza y lo mismo que la materia, pueden clasificarse. Seguramente ya has oído muchas veces que los cambios de la materia pueden
distinguirse como físicos y químicos. ¿Pero cuáles son las diferencias entre ellos?
¿Realmente es tan fácil diferenciar un cambio físico de uno químico?
Imagina que en una fiesta de disfraces encuentras a tus amigos con atuendos
que, según tu parecer, no van con su personalidad: el que siempre habla sobre política y revolución se viste como sacerdote; la que todo el tiempo se preocupa por
el maquillaje y la moda se transforma en luchadora; tu amiga que habitualmente
Las colisiones que hacen que la
pelota se mueva de un lado a otro son se viste de mezclilla y juega balompié usa un vestido de moda inglesa del siglo XIX;
cambios físicos
y el quejumbroso que siempre está de mal humor se viste de payaso. A pesar de los
disfraces, ninguno de ellos cambiaría su personalidad.
Algo similar ocurre con la materia. En un cambio físico la composición de la
sustancia no se modifica, pero su forma o su estado de agregación sí se alteran. Los cambios
físicos son reversibles, es decir, mediante otro cambio físico la materia puede regresar a su
estado original. En este tipo de cambio, la materia conserva su “identidad química”.
En un cambio
Por el contrario, en un cambio químico las propiedades iniciales de la materia son muy
físico se conserva
diferentes de las cualidades que adquiere después de la mutación. Cuando hablamos de un
la composición de la
cambio químico, nos referimos implícitamente a una reacción química en donde a las susmateria.
tancias que resultan se les llama productos, y son totalmente distintas de las iniciales, a las
que llamamos reactivos.
Pero, ¿cómo reconocemos si un fenómeno es físico o químico? Observa el siguiente
mapa conceptual con las características de cada uno.
Cambio
En un cambio
químico se
modifica la
composición de la
materia.
NO
¿Modifica la identidad
química de la materia?
SÍ
Físico
Químico
• Es reversible
• Algunas veces es
reversible
• Implica energía
• Implica energía
• Algunas de sus
características
son:
— Cambio de olor
y/o color
La reacción química que ocurre con
la gasolina dentro de un motor es
una de las razones por las que un
automóvil se mueve
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— Formación de
gases o de
precipitados
6/30/06 12:27:14 AM
Piensa y explica
Asegurar que tras un cambio una sustancia sigue siendo la misma o ha cambiado
su identidad química, podría ser un asunto complicado. Para demostrarlo, te pedimos que reflexiones sobre las siguientes situaciones. Si te encuentras en tu salón
de clases, un debate sobre el tema podría resultar enriquecedor.
Los alótropos
son formas
diferentes de un
mismo elemento,
el cual está en el
mismo estado de
agregación.
a) El diamante y el grafito son los dos alótropos más comunes del carbono.
Para que uno se transforme en otro es necesario un reacomodo de los átomos, lo cual implica la ruptura de algunos enlaces y la formación de otros.
Aunque las propiedades físicas (y el precio) de ambas formas son muy
diferentes, sus propiedades químicas son bastante similares. ¿El hecho de
que estén formadas sólo de átomos de carbono significa que sigan siendo
la misma sustancia? Entonces, ¿de qué tipo de cambio se trata: físico o
químico?
b) Al evaporarse el agua, sus moléculas se comportan de manera totalmente
distinta: su energía cinética aumenta, su densidad es mucho menor que en
estado líquido y su viscosidad también se modifica. Hay reacciones químicas que ocurren con el agua en estado gaseoso, pero no cuando se encuentra en estado líquido. ¿Cómo podríamos comprobar que se trata de la
misma sustancia y que un cambio en el estado de agregación es un cambio
físico?
ESTADO GASEOSO
c) Toma un trozo de unicel común y corriente y sumérgelo en acetona y observa.
Describe las propiedades iniciales del unicel:
Describe las propiedades de la sustancia resultante:
¿Observaste el desprendimiento de un gas?
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6/30/06 12:27:16 AM
¿Dirías que se trata de un fenómeno físico o de un fenómeno químico? ¿Por
qué?
d) Al poner un huevo al “baño María” por unos minutos, su contenido cambia
al estado sólido para convertirse en un “huevo duro”. ¿Será éste un cambio
físico o químico? ¿Por qué?
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6/30/06 12:27:17 AM
Cómo puedes darte cuenta, a veces resulta confusa la diferenciación entre un fenómeno
físico y uno químico. Por eso, la mejor forma de separarlos es mediante el estudio de las
propiedades microscópicas de la materia.
Recuerda que conocemos todas estas cualidades sólo a través de modelos planteados por
la ciencia. En algunas ocasiones, estos modelos nos permitirán explicar con claridad lo que
observamos; pero en otros casos, nuestros modelos tendrán que ser modificados o perfeccionados para explicar con mayor precisión nuestra realidad.
Sin embargo, hay fenómenos cotidianos que sí podemos separar de manera simple en
fenómenos físicos o químicos.
Fenómenos químicos
Fenómenos físicos
Al freír el huevo se descomponen las cadenas
de proteínas que lo forman
El cambio de estado del agua que provoca la
precipitación es un fenómeno físico
Los colores que toman las piezas de cerámica son
resultados del cambio químico en los barnices
La licuadora forma una mezcla que
puede llegar a ser homogénea
La descomposición de la comida es resultado de
una reacción química
Cuando se rompe algo no cambia su composición,
por lo tanto es un fenómeno físico
En tu cuerpo se llevan a cabo procesos químicos
que te proporcionan energía y participan en tu
crecimiento. También usas tu cuerpo para provocar
fenómenos físicos, como el movimiento
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6/30/06 12:27:21 AM
1.4.2 Cambio nuclear
Ya hemos hablado de los cambios que observamos en la naturaleza y de una primera clasificación de ellos. Pero, ¿qué pasa cuando ese cambio no puede observarse sino a través de sus
manifestaciones?
Imagina que tienes un grupo de canicas muy juntas; enseguida, arrojas una canica con
gran fuerza contra el conjunto. ¿Qué esperas que suceda? ¡Claro!, que al momento del impacto todas salgan esparcidas en diferentes direcciones. Pero para este ejemplo piensa que el
montón de canicas está unido de tal forma que es difícil separarlas (como un muégano); por
lo tanto, para poder dispersar unas cuantas necesitas lanzar la canica con gran energía para
que logre “arrancar” grupos de más o menos tres canicas y el conjunto inicial sea partido en
dos. Precisamente cuando ocurre esto se libera una gran cantidad de energía. Si en lugar de
canicas haces el experimento con átomos, entonces el resultado es la energía nuclear.
La explicación de un cambio nuclear implica la utilización de uno de nuestros modelos, el del átomo. Aunque profundizaremos en él más adelante, recordemos que según esta
teoría, toda la materia está formada por átomos y cada uno tiene un núcleo donde están los
protones de carga positiva y los neutrones, que no poseen carga. Alrededor del núcleo está
la nube de electrones de cada átomo. Un cambio nuclear es aquel donde la constitución del
núcleo se ve modificada. Esta transformación implica una gran cantidad de energía; por
ejemplo, un gramo de uranio o plutonio puede producir tanta energía como la combustión
de una tonelada de aceite.
Cuando hablamos de los cambios físicos y químicos, la materia se conserva; esto significa que no hay pérdida ni ganancia de masa en las especies químicas involucradas. En un
cambio nuclear, parte de la masa del núcleo se transforma en energía. Algunos países, como
Francia, utilizan la energía nuclear para satisfacer el mayor porcentaje de sus necesidades
energéticas.
Resumen
{
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6/30/06 12:27:23 AM
Evalúate y aplica tus conocimientos
1. Observa con atención los siguientes procesos, encierra en un círculo los pasos
que impliquen un cambio químico.
Un hombre friendo
un huevo
Una mujer
nadando
2. ¿En alguno de los pasos hay un cambio nuclear? ¿Por qué?
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6/30/06 12:27:25 AM
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6/30/06 12:27:29 AM
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6/30/06 12:54:36 AM
La naturaleza
de la materia
Lo que vamos a
estudiar
2.1
Primeras
aproximaciones al
modelo atómico
actual
2.1.1 Leyes ponderales
y la teoría
atómica de
Dalton
E0319-Unidad 2.indd 54
6/30/06 12:54:41 AM
¡Activa tus ideas!
Toda la materia está co
ompuesta por átomos. ¿Qué hace
h
que
los átomos de difer
erentes elementos tengan
n d
distintas propiedades?
En el espacio exterior un astronauta flota porque la gra-
mados por los mi
tos: carbono, hidróge
geno. Pero nunca le p
rías
alcohol a una ensalad
da, ¿verdad? ¿Cómo es posible
le que dos
sustancias compuest
estas por los
mismos elementos
tos tengan propiedades tan
an d
diferentes?
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6/30/06 12:54:48 AM
2.1 Primeras aproximaciones al modelo atómico actual
Debido a que el hombre primitivo estaba siempre ocupado tratando de conseguir los
elementos que requería para su supervivencia, además de protegerse de los peligros
que lo acechaban por doquier, sus preocupaciones sobre la naturaleza de la materia
posiblemente no pasaron de la observación de los ciclos naturales.
Fue necesario que llegara la agricultura, que el hombre se hiciera sedentario y se
constituyeran las sociedades para que algunos individuos trataran de dilucidar cuestiones fundamentales acerca del hombre y lo que le rodeaba. El primero de quien se
sabe que propuso una hipótesis sobre la naturaleza de la materia es el filósofo hindú
Kanada, que vivió en el siglo IVV a.C. Este hombre concibió la materia como algo
discontinuo, hecho de partículas eternas muy pequeñas que están en movimiento
perpetuo.
Piensa y explica
¿A qué crees que se refieren las tres características que asignaba Kanada a la
materia?
Mientras tanto…
¿Sabes qué es causalidad? El filósofo jónico del siglo V a.C. Leucipo llegó a una conclusión
semejante a la de Kanada. No se conservan escritos de él, pero se le atribuye el principio de
causalidad que dice: “Nada ocurre caprichosamente, hay una razón necesaria para todo”.
El establecimiento de este principio de causalidad lo llevó a responder a la famosa paradoja de Parménides. Lo real, decía éste, de ninguna manera puede crearse o destruirse; no
puede haber movimiento, pues para que ocurra se necesita que haya espacio vacío, y el vacío
es precisamente la negación de lo existente.
Contra esto, Leucipo argumentó que el movimiento es un hecho innegable, lo cual obliga a admitir que el espacio vacío existe; sin embargo, esto no implica que la realidad tenga
que cambiar, crearse o destruirse, siempre y cuando se conciba como si estuviera constituida
por un sinnúmero de partículas indestructibles e indivisibles.
Demócrito estudió las ideas de Leucipo.
Sin embargo, es común que se atribuyan
sólo a él las ideas sobre el modelo
atómico
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6/30/06 12:54:57 AM
Piensa y explica
¿Qué es una paradoja?
¿Por qué la teoría de Leucipo resuelve la paradoja de Parménides?
Responde y discute.
¡El primero!
¡Que no te cuenten!
Átomo significa
indivisible.
(a, que no se puede,
tomein, dividir).
El primero en usar la palabra átomo fue Demócrito. También fue el principal discípulo de
Leucipo. A lo largo de su vida escribió más de setenta libros en los que recogió y acrecentó el
pensamiento de su maestro, por lo que se hizo ampliamente conocido en el mundo antiguo;
aunque por mucho tiempo Leucipo y Demócrito se confundieron como un solo personaje y
aún hoy es frecuente que la paternidad de la teoría atómica se le atribuya únicamente a él.
Demócrito viajó extensamente por el mundo entonces conocido y se cree que llegó hasta la
India, donde es posible que haya conocido las ideas de Kanada, coincidentes con las de Leucipo. En sus libros Demócrito sostiene que las sensaciones y el pensamiento son sólo apariencias
y que la única realidad son los átomos. Cuenta la leyenda que cuando llegó a esta conclusión
se arrancó los ojos con un hierro candente para que la realidad no lo distrajera de su trabajo.
Para Demócrito, los átomos poseen cuatro características: posición, forma, tamaño e impenetrabilidad. Estas cuatro características permiten entender todas las cosas materiales como
combinaciones de las diferentes formas y tamaños en determinadas posiciones.
Posición
Tamaño
Propiedades de
la materia según
Demócrito
Forma
Impenetrabilidad
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6/30/06 12:54:58 AM
Además de estas características, Demócrito coincidía con las establecidas por Leucipo.
Afirmaba que cada cosa estaba compuesta de átomos diferentes, que además de ser eternos
y esféricos se acomodaban dejando espacio vacío entre ellos.
Aristóteles nunca aceptó la teoría de Demócrito. En cambio, postuló la teoría del horror
vacuii que negaba la existencia del vacío. La influencia de Aristóteles era tal que pasaron más
de veinte siglos sin que se progresara en este campo, a pesar de que el conocimiento se mantuvo entre los filósofos y alquimistas árabes de la Edad Media, y tanto Boyle como Newton
asumieron alguna forma de atomismo en sus trabajos sobre física. Sin embargo, sólo fue hasta principios del siglo XIX que John Dalton (1766-1844) formuló una nueva teoría atómica.
Piensa y explica
Subraya el inciso correcto:
1. En el año 450 antes de Cristo, fue uno de los primeros en pensar que existía una
partícula indivisible.
aa) Leucipo
b) Demócrito
b
cc) Dalton
d) Lavoisier
d
cc) Dalton
d) Lavoisier
d
2. Fundó la escuela de los atomistas.
aa) Leucipo
b) Demócrito
b
3. Fue el primero en utilizar la palabra átomo y en introducir el concepto del
vacío.
aa) Leucipo
b) Demócrito
b
cc) Dalton
d) Lavoisier
d
4. Dijo que un elemento no puede separarse en otras sustancias por métodos
químicos.
aa) Leucipo
b) Demócrito
b
cc) Dalton
d) Lavoisier
d
2
2.1.1
Leyes ponderales y la teoría atómica de Dalton
¿Tienes algún pasatiempo? ¿Te ha pasado que a partir de tu pasatiempo te has hecho preguntas interesantes? Eso le sucedió a Dalton. Era un profesor que vivía modestamente y dedicaba una gran parte de su tiempo a su pasión: la meteorología y el estudio del aire. Durante
años observó y registró concienzudamente las condiciones atmosféricas de cualquier sitio
en donde se encontrara.
OJO
ENVIARLA POR
FAVOR
Imagen de alguna
de las pruebas de
daltonismo.
Jonh Dalton sufría una enfermedad que le impedía distinguir todos los colores. La enfermedad lleva ahora su nombre; si
puedes distinguir el número encerrado en esta imagen, tranquilízate, no la padeces. (Esta prueba funciona solamente a color)
E0319-Unidad 2.indd 58
6/30/06 12:54:59 AM
Para aquella época, los experimentos de Priestly, Rutherford, Cavendish y Lavoisier habían probado que el aire estaba compuesto de cuatro gases: oxígeno, nitrógeno, bióxido
de carbono y vapor de agua. Dalton conocía el resultado de esos experimentos y, para su
sorpresa, la composición del aire en cualquier parte, aun en las más altas de la atmósfera,
era igual.
Acércate a la ciencia
Investiga en qué consisten los experimentos de Priestly, Rutherford, Cavendish y Lavoisier.
Responde:
¿Cómo se puede determinar la composición del aire?
La difusión, es
decir, la mezcla
gradual de las
moléculas de un
gas con moléculas
de otro en virtud
de sus propiedades
cinéticas, constituye
una demostración
directa del
movimiento
aleatorio. La
difusión siempre
procede una
región de mayor
concentración
a otra menos
concentrada.
Durante mucho tiempo, Dalton trató de entender este fenómeno y llegó a la conclusión de
que los gases estaban compuestos de partículas que podían difundirse fácilmente unas entre
otras, manteniendo así la misma composición del aire. No obstante, para entender la difusión era necesario tratar de imaginarse las partículas.
Dalton había estudiado las ideas de Kanada, Leucipo y Demócrito y pensó en átomos. Comenzó a dibujar círculos que representaban átomos e hizo construir esferas de una pulgada
de diámetro con las que fue construyendo y enseñando su teoría atómica.
Para Dalton, los átomos eran esferas tan pequeñas que resultaban invisibles, pero que
por naturaleza eran sólidos y dotados de movimiento. Su principal diferencia con los filósofos de la antigüedad consistió en uno de los principios fundamentales de la química moderna: todos los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí y difieren de los átomos de
los demás elementos.
A partir de este principio poco a poco fue tratando de entender el cambio químico. La
formación del agua se debía a la unión de un átomo de hidrógeno con otro de oxígeno.
Distingue y compara
El modelo de Demócrito
estuvo basado en la reflexión.
Asumía que las cosas estaban
hechas de átomos diferentes,
pero no intentó explicar la
diferencia.
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Dalton construyó su modelo a
partir del análisis de resultados
experimentales, básicamente
de la composición elemental de
ciertos compuestos. Explicaba
la diferencia de los átomos en
función de su masa.
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Proporciones constantes
La ley de las
proporciones
constantes indica
que la proporción
en masa de cada
elemento en un
compuesto se
mantiene constante.
Otros científicos, como Proust y Barthellet, habían estado midiendo las proporciones en que
ciertas sustancias se combinaban para formar otras. Se había demostrado que 11% de hidrógeno se unía a 89% de oxígeno para formar agua. Tras múltiples experimentos llegaron a la
conclusión de que la composición de los elementos en un compuesto siempre es la misma.
Esta afirmación de Proust y Barthellet hecha alrededor de 1800 se conoció después como la
ley de las proporciones constantes o de las proporciones definidas.
En 1803, Dalton explicó las proporciones constantes mediante su teoría. Propuso que
todos los átomos de un mismo elemento son iguales y por lo tanto tienen el mismo peso;
entonces, cuando dos átomos se unen para formar un compuesto, todas las partículas de este
compuesto tendrán el mismo peso. La proporción por peso de los elementos constituyentes
es una constante.
No importa de dónde obtengas el agua, siempre tendrá 11% de hidrógeno y 89% de oxígeno
La materia se conserva
La ley de la conservación de la materia propuesta por Lavoisier también era explicada por la
teoría atómica de Dalton. Para ilustrar por qué la masa total de los elementos era la misma
antes y después de una reacción, Dalton argumentó que en las reacciones químicas los átomos sólo se reacomodan para dar nuevas combinaciones.
Ley de las
proporciones
múltiples. Si
dos elementos
se combinan en
proporciones
diferentes para
formar compuestos
diferentes, entonces,
la razón de las
masas de uno
de ellos en los
dos compuestos
diferentes será
un número entero
pequeño.
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Proporciones múltiples
Como buena teoría; la de Dalton explicaba experimentos conocidos y proporcionaba elementos para explicar los nuevos. Otro concepto fundamental que este científico derivó de sus
observaciones es la ley de las proporciones múltiples, la cual se puede expresar de la siguiente forma: si dos elementos se combinan en proporciones diferentes para formar compuestos
diferentes, entonces, la razón de los pesos de uno de ellos en los dos compuestos diferentes
será un número entero pequeño. Por ejemplo, la razón de las masas del oxígeno en H2O y en
H2O2 es de 1: 2 y 1:1 respectivamente.
Aunque los compuestos tengan exactamente
los mismos elementos (hidrógeno y oxígeno
en este ejemplo) sus propiedades pueden ser
completamente diferentes si la proporción en
la que se combinan es diferente
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La masa atómica
La primera tabla de pesos atómicos fue propuesta por Dalton en 1805 e incluía 20 elementos.
Las tablas de Dalton tenían como referencia la masa del hidrógeno. Para entender qué es una
masa relativa, te invitamos al siguiente Haciendo ConCiencia.
Haciendo ConCiencia
Una gruesa como referencia
Consigue un paquete de lentejas, otro de frijol y uno más de garbanzo. Necesitas también
una balanza
1) Coloca en una probeta las siguientes sustancias.
• De cada uno de los paquetes,
toma 144 semillas (una gruesa)
• Mide y registra la masa
correspondiente a cada gruesa
de semillas.
• Repite cada medida 10 veces.
• Con estos datos, llena la
siguiente tabla.
define la unidad
de masa atómica
(uma) como 1/12 de
la masa del 12C.
La masa atómica
relativa también
llamada peso
tó i d
elemento es la
relación entre su
masa y la unidad de
masa atómica.
El valor que
asignamos a la
tó i d
un elemento es la
media ponderada
de las masas
atómicas de todos
sus isótopos
teniendo en cuenta
l b d
i
relativa de cada uno
de ellos.
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• Calcula el promedio de masa en
cada gruesa y anótalo también
en la tabla.
Muestra
Lenteja
Frijoles
Garbanzo
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Promedio
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1. Calcula las masas relativas tomando como unidad la más pequeña (lentejas).
Masa relativa lenteja Masa 144 lenteja/Masa 144 lenteja
Masa relativa frijol Masa 144 frijol/Masa 144 lenteja
Masa relativa garbanzo Masa 144 garbanzo/Masa 144 lenteja
2. Pesa una “masa relativa” en gramos de cada sustancia y cuenta el número de partículas por masa relativa.
Masa relativa de lenteja:
Masa relativa de frijol:
Núm. de partículas de lenteja:
Núm. de partículas de frijol:
Masa relativa de garbanzo:
Núm. de partículas de garbanzo:
3. Calcula la masa de un grano de cada semilla mediante los datos obtenidos en la práctica y anótalo aquí:
Masa de un grano de lenteja:
Masa de un grano de frijol:
Masa de un grano de garbanzo:
4. Ahora que ya sabes cuánto pesa cada grano, imagínate ¿qué harías si alguien te pidiera
1500 granos de cada semilla? Escribe aquí tu procedimiento y justifícalo.
Una gruesa de átomos
En lugar de contar semillas, Dalton se enfrentó al problema de establecer la masa de los
átomos. Y como tú, tuvo que tomar una referencia.
Observa con atención la tabla en la que te presentamos algunas de las masas atómicas
establecidas por Dalton y responde las siguientes preguntas:
Símbolo
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Nombre
Masa
Hidrógeno
1
Nitrógeno
5
Carbono
5.4
Oxígeno
7
Magnesio
20
Hierro
50
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¿Cuál crees que fue la masa de referencia usada por Dalton?
¿Cómo lo sabes?
¿Qué relación crees que existe entre los datos de Dalton y los que tu obtuviste para las semillas en el ejercicio anterior? Explica tu respuesta.
Como puedes darte cuenta, los símbolos de los elementos eran diferentes en la época en la
que Dalton proponía su tabla; las masas atómicas que calculó son incorrectas porque usó
agua para sus mediciones y aseguraba que la fórmula del agua era HO.
Desde hace mucho tiempo, las masas de los elementos están calculadas de acuerdo con
la masa de carbono con masa atómica igual a 12 uma. Más adelante, explicaremos por qué
se decidió cambiar la referencia de las masas atómicas.
Las masas moleculares se expresan en unidades de masa atómica (uma), que por su
tamaño resultan apropiadas para este tipo de cantidades. La masa de una molécula en uma
será la suma de las masas de los diferentes átomos que la componen. Así, la masa molecular del metano (CH4) será 4M(H) 1M(C), donde M(H) y M(C) son las masas atómicas de
los átomos de hidrógeno y carbono, respectivamente; es decir, M(CH4) 4(1) 12 16
uma.
Ejemplo 2.1
El cloroformo es una sustancia que se emplea como anestésico y su fórmula
química es CHCl3.
Calcula su masa molecular en uma. Determina también el porcentaje en masa de
cloro que contiene el cloroformo.
La masa molecular M es la suma de las masas atómicas, de modo que:
M(CHCl3) M(C) M(H) 3M(CI) 12 1 3 · 35.5 119.5 uma
por lo tanto, la masa molecular de CHCI3 119.5 gramos.
Finalmente, el porcentaje de la masa de cloro se calculará a partir de la contribución
del cloro a la masa molecular. De las 119.5 umaa del CHCl3,
3 (35.5) 106.5 proceden del cloro, por lo tanto:
% de cloro =
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106.5
⋅ 100 = 89.12%
119.5
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Problema 2.1
Para formar 10 g de agua se necesitan 1.1g de hidrógeno y 8.8g de oxígeno. ¿Cuántos gramos
de hidrógeno y oxígeno se necesitan para obtener 100g de agua?
Problema 2.2
Al formarse 58.5g de NaCl se necesitan 35.5g de cloro y 23g de sodio.
a) ¿Qué porcentaje en masa de cloro hay en el cloruro de sodio?
b) ¿Qué porcentaje en masa de sodio hay en el cloruro de sodio?
c) Si pusieras en un matraz de reacción 40g de cloro con 23g de sodio, ¿qué cantidad de
cada reactivo reaccionaría? ¿Cómo lo sabes? Para responder esta pregunta te ayudará
recordar la ley de las proporciones múltiples.
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Ejemplo 2.2
Comprueba si la ley de Dalton se cumple para las combinaciones que se presentan
a continuación y determina la relación de números enteros implicada.
1
2N2
O2
→
2N2O
2
2N2
202
→
4NO
3
2N2
4O2
→
4NO2
Combinaciones
Reactivos
Productos
N2
O2
1
56g
32g
88g
2
56g
64g
120g
3
56g
128g
184g
1. Se obtiene la masa molecular de los productos de reacción.
a) N2O 44g/mol
b) NO2 46g/mol
c) NO 30g/mol
2. Se obtiene el porcentaje en masa de cada elemento en el compuesto.
a) N2O
N 63.63%
O 36.36%
b) NO2
N 30.4%
O 69.6%
c) NO
N 46.6%
O 53.4%
3. Se obtiene el porcentaje en masa de las combinaciones de la tabla.
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Para un producto de 88g
56g 63.63% y 32g 36.36%
Por lo tanto,
corresponde a N2O
Para un producto de 120g
56g 46.6% y 64g 53.4%
Por lo tanto,
corresponde a NO
Para un producto de 184g
56g 30.4% y 128g 69.6%
Por lo tanto,
corresponde a NO2
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Ahora esquematiza con modelos las reacciones anteriores. Representa los átomos como esferas sólidas.
2
2
2
4
2
4
4
2
Observa cómo, aunque los elementos que se combinan son los mismos, la proporción en
la que se combinan da como resultado compuestos diferentes en los productos.
De las pequeñas esferas que permitían entender el movimiento de los gases, Dalton pasó
a pensar que los átomos eran las unidades mínimas de combinación para formar compuestos. En su New System of Chemical Phylosophy (1808-1810) establece el concepto de peso
atómico, entendido como el peso de un elemento que se combina en una proporción determinada —expresada por un número entero— con otro elemento para formar un compuesto.
Con este concepto construye un sistema de pesos atómicos basados en el hidrógeno como
unidad y el de los otros elementos como múltiplos enteros del hidrógeno. El sistema era
primitivo, dado el conocimiento entonces existente, pero permitió que otros científicos trataran de agrupar los elementos de acuerdo con sus propiedades; esto finalmente culminó
con la tabla periódica de Dmitri Mendeléiev.
Las ideas de Dalton fueron muy útiles para entender la naturaleza de la materia y aunque
pasó mucho tiempo para que fueran ampliamente aceptadas, sirvieron de base para mucha
controversia y experimentación. En este sentido, es particularmente importante el trabajo
del sueco Jöns Jakob Berzelius, quien confirmó las leyes de Dalton y descubrió varios elementos nuevos.
Piensa y explica
1. Las leyes ponderales son aquellas que implican relación entre la masa de los
reactivos y las masas de los productos.
Explica a qué se refiere cada una de éstas :
aa) Ley de Lavoisier o de conservación de la materia.
b) Ley de Proust o de las proporciones constantes.
b
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cc) Ley de Dalton o de las proporciones múltiples.
2. ¿Cuál de los siguientes enunciados describe mejor la ley de la conservación de
la materia?
a) En una reacción química, la suma de los pesos de las sustancias que reaccionan
es igual a la suma de los pesos de las sustancias que se producen.
b) En una reacción química, la suma de los pesos de los núcleos que reaccionan
es igual a la suma de los pesos de los núcleos que se producen.
c) En una reacción química, la suma de las masas de las sustancias que reaccionan
es igual a la suma de las masas de las sustancias que se producen.
d) En una reacción química, la suma de las masas de los núcleos que reaccionan
es igual a la suma de las masas de los núcleos que se producen.
3. Identifica la ley ponderal que aplica a cada una de las siguientes observaciones
y explica brevemente tu razonamiento.
a) Una muestra de cloruro de potasio proveniente de Chile contiene el mismo
porcentaje en masa de potasio que otra muestra de cloruro de potasio
proveniente de Polonia.
b) La masa sumada de magnesio y oxígeno antes ser usado el flash de una
cámara fotográfica es igual a la masa de óxido de magnesio encontrado
después de usado el flash.
c) Al reaccionar, el arsénico y el oxígeno pueden formar dos sustancias: una
en la que hay 65.2% de arsénico, y otra en la que el porcentaje en masa de
arsénico es 75.8%.
Resumen
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Evalúate y aplica tus conocimientos
Calcula los porcentajes en masa de los elementos que constituyen las siguientes
sustancias:
aa) H2O
Ejemplo resuelto:
mO
mH
Por otro lado, los porcentajes en masa para los elementos que constituyen al agua son:
mO
% en masa del oxígeno m
100
agua
mH
100
% en masa del hidrógeno m
agua
La composición gravimétrica del agua, C. G agua es: C. G agua
donde la masa total mtotal, es la suma de las masas de todos los elementos que
constituyen la sustancia. En este caso:
mtotal mH mO 1 g de H 8 g de O 9 g de agua
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entonces:
% de hidrógeno en el agua ⫽
mcl
mcloruro de azufre 1 ⫻ 100
ms
⫽ 11.1 %
mcloruro de azufre 1 ⫻ 100
y
% de oxígeno en agua ⫽
8 g de O
⫻ 100 ⫽ 88.9 %
9 g de agua
Ahora inténtalo tú:
b) Agua oxigenada, H2O2: 16 g de O/1 g de H
b
cc) Cloruro de hidrógeno, HCl: 35.5 g de Cl/1 g de H
d) Amoniaco NH3: 4.67 g de N/1 g de H
d
1. Calcula la composición gravimétrica de las siguientes sustancias, a partir de los
porcentajes en masa de sus elementos constituyentes:
aa) Cloruro de azufre I: 47.5 % de azufre y 52.5 % de cloro
Al dividir los porcentajes en masa se obtiene directamente la composición gravimétrica:
C. G.cloruro de azufre I ⫽
m
% de cloro
⫽ mcl
% de azufre
s
C. G.cloruro de azufre I ⫽
52.5 % de cloro
⫽ 1.1 g de cloro/1 g de azufre
47.5 % de azufre
Ahora inténtalo tú:
b) Cloruro de azufre II: 31.1 % de azufre y 68.9 % de cloro
b
cc) Fluoruro de xenón I: 77.6 % de xenón y 22.4 % de flúor
d) Fluoruro de xenón II: 63.3 % de xenón y 36.7 % de flúor
d
2. Muestra con cálculos cómo se cumple la ley de las proporciones múltiples para
las siguientes parejas de sustancias:
aa) Cloruro de azufre I y cloruro de azufre II
b) Fluoruro de xenón I y fluoruro de azufre II
b
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En las entrañas
del átomo
Lo que vamos a
estudiar
2.2.1
Partículas
subatómicas
y los rayos
catódicos
2.2.2
El electrón y el
modelo atómico
de Thomson
2.2.2.1 El experimento
de Millikan
2.2.3
La radiación
y el modelo
atómico
2.2.4
El modelo de
Rutherford
2.2.4.1 El neutrón y los
experimentos
de Chadwick
2.2.4.2 Isótopos y
aplicacion
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¡Activa tus ideas!
La televisión se ha vu
uelto un
objeto común en loss hogares,
¿crees que tengaa aalguna relación con el des
esarrollo de los
modelos atóm
tómicos? ¿Cuál?
La utilización de “marccadores”
para identificar un tu
tumor ha
sido fundamental en la medicina. ¿Conoces eesos “marcadores”?
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2.2.1 Partículas subatómicas y los rayos catódicos
El modelo de John Dalton (1766-1844) resultaba útil, pero insatisfactorio en muchos
aspectos. Los químicos y físicos llevaban mucho tiempo frustrados en su intento por
explicar el paso de la electricidad a través de los gases.
Uno de los fenómenos eléctricos más espectaculares es el de los rayos, que no
son más que descargas eléctricas a través de la atmósfera. Aunque Benjamín Franklin
había intentado explicarlos con su famoso experimento con cometas de papel, los rayos resultaron demasiado aleatorios e incontrolables como para permitir su estudio
sistemático.
Las descargas eléctricas a través de los gases habían sido observadas en el laboraThomas Alva Edison (1847-1931)
diseñó un experimento con una
torio por Francis Hauskbee, quien en 1709 reportó la aparición de una luz extraña
lámpara de cristal en la que se ha
cuando electrificaba un recipiente de vidrio que contenía aire a baja presión.
hecho el vacío y donde se completa
La conducción eléctrica a través de los gases también intrigó a Faraday, quien
un circuito eléctrico por los electrones
en
1838
realizó experimentos con descargas eléctricas a través de los gases. Incluso,
emitidos desde un hilo caliente
notó que los gases que eran considerados como aislantes propiciaban fácilmente ese
tipo de descargas cuando se les enrarecía.
La pregunta era inmediata, ¿sería posible conducir la corriente eléctrica en el vacío?
Julius Plücker, profesor de la Universidad de Bonn, tenía como asistente a un hábil soplador de vidrio y fabricante de instrumentos: Heinrich Geissler, quien diseñó un artefacto
capaz de lograr un vacío sin precedente dentro de un tubo de vidrio.
El “tubo Geissler” tenía además un par de electrodos metálicos sellados en cada extremo; de
esta manera era posible aplicar un alto voltaje al gas contenido en el tubo a muy baja presión.
Plücker descubrió unos pequeños puntos luminosos sobre las paredes de vidrio. Parecía
como si algún tipo de radiación invisible se emitiera desde el electrodo negativo, o cátodo,
causando la luminiscencia sobre el tubo de vidrio. Era una radiación que salía del cátodo, por
lo cual se le conoce como rayos catódicos.
En 1895, Wilhelm Conrad Roentgen anunció en Alemania el descubrimiento de los rayos
X a partir de los rayos catódicos. En 1896, Antoine Henri Becquerel descubrió una misteriosa radiación emitida por un mineral de uranio: un componente de esa radiación era idéntico
a los rayos catódicos. En ese mismo año, Pieter Zeeman, asesorado por su profesor, Hendrick
Antoon Lorentz, demostró cómo un intenso campo magnético afecta al espectro atómico del
sodio. Lorentz infirió que las partículas eléctricas que radiaban la luz tenían una relación
carga-masa mil veces mayor que la del ión hidrógeno. Eso significaba que debía haber partículas
Wilhelm Conrad Roentgen
mucho más pequeñas que el átomo de hidrógeno. ¿Cuáles eran estas partículas?
Piensa y explica
Discute con tus compañeros por qué se dedujo que había partículas de menor
masa que el átomo más pequeño conocido. Escribe aquí las conclusiones a las
que lleguen.
¡Que no te cuenten!
Wilhelm Conrad Roentgen descubrió los rayos X —en 1895— al observar que cuando hacía
pasar una corriente eléctrica por un tubo de vacío se inducía el brillo de una pantalla fluorescente y que el brillo de ésta desaparecía si se interrumpía la corriente. Roentgen atribuyó
X, debido a que era desconocida hasta ese
este efecto a un tipo de radiación que llamó rayos X
momento.
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Los rayos X tienen una energía muy elevada y longitud de onda corta que les permite atravesar los tejidos. Al pasar a través del cuerpo, los tejidos más densos, como
los huesos, bloquean los rayos más intensamente que los tejidos de menor densidad,
como los pulmones.
10 -6 nm
10 -5 nm
10 -4 nm
Rayos
gamma
10 -3 nm
10 -2 nm
10 -1 nm
Rayos X
400 nm
1 nm
10 nm
100 nm
Violeta
Azul
Radiación
ultravioleta
Verde
Amarillo
Naranja
Rojo
1000 nm = 1 µm
10 µm
100 µm
1000 µm = 1 mm
10mm = 1cm
Luz visible
Radiación
infrarroja
700 nm
Microondas
10 cm
100 cm = 1 m
10 m
100 m
Ondas de radio
1000 m = 1 km
10 km
100 km
Para registrar las imágenes de rayos X, que nosotros llamamos radiografías, se utiliza un
tipo especial de película fotográfica. Los rayos X se convierten en luz y cuanto más energía
alcance la película, producirá un mayor oscurecimiento de ella. Por este motivo, los huesos,
que dejan pasar menos energía, se verán más blancos que los pulmones, que permiten el
paso de los rayos.
A los dos meses de su descubrimiento, los rayos X ya eran utilizados en Europa y Norteamérica, no sólo para tomar imágenes de los órganos internos de personas vivas, sino
también para tratar una gran variedad de enfermedades. Actualmente existen aparatos que
producen rayos X con una energía de alrededor de 120 mil electrovolts y que se usan para
el radiodiagnóstico, mientras que los que se emplean para el tratamiento del cáncer por radioterapia son mucho más potentes, pues generan una energía de 2 millones a 20 millones
de electrovolts.
2.2.2 El electrón y el modelo atómico de Thomson
El físico británico Joseph John Thomson realizó varios experimentos con lo rayos catódicos,
de cuyas conclusiones obtuvo las bases para proponer su modelo atómico. Aquí te presentamos sus experimentos y resultados, lee con atención.
Joseph John Thomson
Experimento 1. Conectó electrodos a un tubo de vidrio en el que había un gas a baja
presión (aproximadamente de 0.001 mm de Hg). El ánodo y el cátodo se hallaban conectados
a una fuente de alto voltaje, con más de 10 000 volts.
+
cátodo
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pantalla
fluorescente
ánodo
rayos
catódicos
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El paso de la corriente provocaba que la pequeña cantidad de gas emitiera una luz tenue.
Los rayos se desplazaban en línea recta y emitían un destello al llegar a una pantalla formada por una sustancia fluorescente.
Experimento 2. Al interponer un objeto metálico opaco en el camino de los rayos, como
se muestra en la figura, observó que se formaba una sombra en la pared opuesta al cátodo.
Esto indicaba que los rayos partían del cátodo. Por eso se conocen como rayos catódicos.
pantalla
fluorescente
cátodo
ánodo
sombra
Experimento 3. Con este experimento, Thomson averiguó que los rayos tienen masa.
En el camino de los rayos interpuso una pequeña rueda. Observó que la rueda giraba como
consecuencia del paso de los rayos. Por esto concluyó que, en efecto, los rayos poseen masa.
pantalla
fluorescente
ánodo
cátodo
rueda
Experimento 4. Thomson usó esta modificación para averiguar qué carga tenían los
rayos catódicos. Mediante un campo eléctrico, o un campo magnético, comprobó que
los rayos se desviaban alejándose del polo negativo del campo y se acercaban al polo positivo.
Este comportamiento le indicó que los rayos son partículas negativas.
carga negativa
ánodo
+
cátodo
carga positiva
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pantalla
fluorescente
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Piensa y explica
Conexión al mundo
La caja ¿catódica?
En 1911, el ingeniero eléctrico Campbell Swinton presentó a la Sociedad Roentgen un esquema de sistema de televisión, el mismo que se usa en la actualidad. La escena que se desea
transmitir se enfoca sobre una placa hecha de material no conductor de electricidad, la cual
se encuentra dentro de un tubo de rayos catódicos. La diferencia entre este arreglo y el de
los tubos al vacío usados por Thomson es que ahora el ánodo tiene en su centro una pequeña
abertura que permite el paso de partículas.
mosaico
placa de señal
recipiente de vidrio
luz
electrones
lente
cañón electrónico
amplificador
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Cuando el filamento calienta el cátodo, éste desprende electrones que son atraídos por
el ánodo, y un haz de ellos lo cruza para finalmente chocar contra el extremo opuesto del
tubo. Si además se añaden algunas placas paralelas que ejerzan determinada fuerza sobre
los electrones, en lugar de llegar al punto originall se desviarán y llegarán a cualquier otro
punto. Al conjunto de ánodo, cátodo y placas se le llama cañón electrónico, y por medio de
éste se puede hacer incidir el haz de electrones en cualquier punto del fondo del tubo.
Como ya dijimos, la parte interior del fondo del tubo se cubre con una placa no conductora y con un metal fotoeléctrico se forma un mosaico que tiene un número muy grande
de pequeños islotes que emiten electrones cuando se les ilumina. Cuando un rayo de luz
proviene de la imagen, éste incide sobre los islotes, cada uno de los cuales emite electrones
en proporción a la cantidad de luz que le llega. Cuando un islote emite electrones, debido a
que inicialmente era eléctricamente neutro, queda con una carga eléctrica positiva; cuanto
mayor sea el número de electrones que emita, mayor será la carga positiva en él.
Como la imagen que incide sobre los islotes tiene diferentes intensidades en diversos
puntos, en el mosaico del fondo del tubo se formará una distribución de carga eléctrica
positiva que lleva las características de la imagen. Los islotes están inmersos dentro de una
placa de mica, que es aislante, por lo que cada uno de ellos está eléctricamente aislado de
los demás islotes.
Detrás de la placa de mica hay una placa metálica. Junto con la placa, cada islote cargado
forma un condensador en miniatura. Enseguida, con el cañón electrónico se hace incidir un
haz de electrones sobre cada uno de los islotes en forma sucesiva; es decir, el cañón barre
toda la superficie de la placa de mica. El haz de electrones que incide sobre cada islote reemplaza a los electrones que le faltan (que se emitieron cuando llegó la luz al mencionado
islote) y esto se manifiesta en un cambio del voltaje entre el islote y la placa metálica. Este
voltaje, cuya magnitud depende de la intensidad de la luz que llegó al islote, se transmite al
amplificador. De esta manera, se va generando una secuencia de voltajes que se van transmitiendo, y así se transforma una señal luminosa en una señal eléctrica. El amplificador va
pasando las señales a un circuito que las transmite en forma de ondas electromagnéticas.
Este dispositivo forma la cámara de televisión.
A medida que el haz electrónico barre la superficie de la pantalla, ésta se va iluminando
punto por punto. El barrido total de la superficie tarda un intervalo de aproximadamente
1/30 s ⫽ 0.03 s; es decir, en 0.03 segundos se prenden cientos de miles de puntos luminosos
en la pantalla. El ojo humano tiene una característica, la persistencia, que hace que una
imagen se siga viendo alrededor de 0.1 segundos después de que se ha retirado de la vista;
por lo tanto, el ojo humano sigue viendo todos los puntos que se van iluminando en la pantalla en 0.03 segundos, aun después de que se apagaron. De esta manera, el cerebro tiene la
impresión de que toda la superficie se iluminó al mismo tiempo.
Fuente: adaptación de información tomada de Eliezer Braun, Electromagnetismo: de la ciencia a la
tecnología, FCE.
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Su modelo
Cuando Thomson propuso su modelo atómico, se sabía que los átomos eran neutros. Así, teniendo en cuenta lo que se sabía del átomo y luego de los experimentos reseñados, Thomson
propuso el siguiente modelo:
El átomo se encuentra formado por una esfera de carga positiva en la cual se encuentran
incrustadas las cargas negativas (electrones), de forma similar a como se encuentran las
pasas en un pastel. Además, como el átomo es neutro, la cantidad de cargas positivas es igual
a la cantidad de cargas negativas.
2.2.2.1 El experimento de Millikan
En 1909, Robert Andrews Millikan, de la Universidad de Chicago, diseñó un ingenioso experimento para cargar gotas de aceite, con el fin de probar que el modelo de Thomson era
correcto y correspondía a la realidad.
La siguiente figura muestra un esquema del aparato utilizado, en el que se producen
gotas de aceite con un simple atomizador y algunas de ellas caen a través del hueco de la
placa superior. A continuación, se le aplican rayos X en la parte inferior para liberar cargas
del aire interno que son atrapadas por las gotas de aceite inferiores, lo cual permite que los
electrones provenientes de la acción de estos rayos X sobre el aire interior sean medibles.
Si se aumenta el voltaje de la pila entre los platos señalados, las gotas con carga (⫺) bajan lentamente por repulsión hacia la placa inferior y ascienden por atracción hacia la placa
(⫹) superior. A un voltaje de pila determinado, una gota negativa bajo observación, como
la marcada en la figura, se detiene en su camino y queda estacionaria, inmóvil, en el medio
inferior, ya que las fuerzas de atracción eléctrica de la placa (⫹) sobre ésta se equilibran con
la fuerza gravitacional y si se conocen el voltaje y la masa de la gota, se puede calcular su
carga (⫺).
gotas de aceite
El coulomb
es la unidad de
medida de la carga
eléctrica.
atomizador
para producir
gotas de aceite
(+)
microscopio
gota roja
en observación
rayos X ionizan aire
cargas ( ⫺ ) quedan en las gotas
placas eléctricas
cargadas
(⫺)
Todas las cargas que midió Millikan fueron múltiplos enteros de un mismo número, por lo que dedujo que la carga más pequeña observada era precisamente la carga del
electrón. Actualmente su valor es e ⴝ ⴚ1,60219 · 10ⴚ19 coulombs y usando la relación
e/m ⴝ ⴚ1,75881 · 108 coulombs/gramo —medida por Thomson— le permitió determinar
la masa me para el electrón:
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Piensa y explica
Con el descubrimiento del electrón se reveló que:
aa) El átomo es divisible.
b) Había diferentes tipos de átomos.
b
cc) El átomo tenía que ser negativo.
2.2.3 La radiación y el modelo atómico
Entonces, quedaba por explicar la estructura del átomo, así como la búsqueda de lo elemental: las partículas nucleares. Pocos meses después del descubrimiento de los rayos X, el físico
francés Henri Becquerel (1852-1908) observó que unas placas fotográficas se oscurecían en
contacto con cierta radiación que emitían algunas sales de uranio: la pechblenda, con lo cual
accidentalmente descubrió la radiactividad.
A este hallazgo siguieron los realizados por Marie Curie (1867-1934) y Pierre Curie
(1859-1906), quienes aislaron otros dos elementos que emitían el mismo tipo de radiación:
el polonio y el radio. A estos elementos se les llamó elementos radiactivos; los átomos que los
conforman se desintegran espontáneamente, produciendo diferentes tipos de radiaciones.
Cuando la emisión radiactiva de un mineral de uranio se hace pasar a través de un campo eléctrico, ésta se divide en tres tipos: una es atraída hacia la placa negativa _ (radiación
-
rendija
bloque de
plomo
+
sustancia
radiactiva
película
fotográfica
polos de
pila
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alfa), otra hacia la placa positiva ` (radiación beta) y la tercera no es desviada por el campo
a (radiación gama). El conocimiento de las emisiones radiactivas sirvió para postular un
nuevo modelo atómico.
2.2.4 El modelo de Rutherford
Para analizar la estructura del átomo, Ernest Rutherford (1871-1937) diseñó un experimento que consistía en bombardear una fina lámina de oro con rayos alfa. Para observar el resultado de dicho bombardeo, colocó una pantalla fluorescente alrededor de la lámina de oro.
Al estudiar los impactos sobre la pantalla fluorescente observó que:
• la mayoría de los rayos alfa atravesaban la lámina sin sufrir desviación,
• algunos se desviaban
• y muy pocos rebotaban.
Lo que ocurrió en el experimento fue similar a lo que sucedería si tratamos de tirar pequeñas pelotitas a través de una reja. La mayoría pasará sin desviarse porque la mayor parte
de la reja es espacio vacío. Algunas pasarán desviándose porque sólo algunas alcanzan a tocar
los barrotes de la reja. Muy pocas rebotarán porque son muy pocas las que chocan de frente
contra los barrotes de la reja.
Rutherford dio a sus experimentos la siguiente explicación:
La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse porque, igual que en el caso
de la reja, la mayor parte del espacio de un átomo está vacío.
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Algunos rayos se desviaban porque pasaban muy cerca de centros con carga eléctrica del
mismo tipo que los rayos alfa; es decir, con carga positiva.
Muy pocos rebotaban porque chocaban frontalmente contra esos centros de carga positiva.
Con base en los resultados, Rutherford concluyó que si la carga positiva estuviera distribuida a lo largo de todo el átomo, como en el modelo de Thomson, no habría posibilidad de
que las partículas rebotaran así.
La única forma de explicar esos resultados era asumir que toda la carga positiva y casi
toda la masa del átomo se concentran en el centro del átomo, a lo que llamó núcleo.
En cuanto a los electrones, los colocó en su modelo orbitando alrededor del núcleo como
un émulo de los planetas alrededor del Sol.
2.2.4.1 El neutrón y los experimentos de Chadwick
James Chadwick
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James Chadwick (1891-1974) estudió en la Universidad de Victoria y trabajó bajo las órdenes
del físico Ernest Rutherford. Tras finalizar la Primera Guerra Mundial se trasladó a la Universidad de Cambridge, en la cual trabajó con Rutherford hasta 1935, año en el que le fue
otorgado el Premio Nobel de Física.
En 1932, Chadwick descubrió el neutrón, al que le dio una explicación matemática.
Llegó a dicha conclusión debido a los experimentos realizados en 1930 por los alemanes
Walther Bothe y Herbert Becker. Estos dos científicos realizaron experimentos bombardeando núcleos de berilio con partículas de helio, o partículas alfa, lo cual tuvo como resultado
una partícula nueva y desconocida a la que le dieron el nombre de radiación de berilio. Hay
que subrayar que se percataron del poder penetrante de dicha radiación en la materia. Poco
después, Joliot y Curie profundizaron en dicho experimento al probar la radiación de berilio
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en cera hidrogenada, lo que dio como resultado la separación de los núcleos de hidrógeno
de la cera. Chadwick analizó estos experimentos, por lo que en 1932 pudo explicar matemáticamente la radiación de berilio al ponerle a dicha partícula una carga neutra, que más
tarde llamó neutrón. El descubrimiento del neutrón dio paso a la fisión nuclear y, con ello,
a la bomba atómica.
Aunque Rutherford había anunciado dicha partícula diecisiete años antes de que Chadwick la encontrase, éste la descubrió como tal cuando estaba en el equipo de Rutherford.
Entre 1943 y 1945, Chadwick dirigió la delegación británica que trabajó en el laboratorio
científico Los Álamos, instalado en Nuevo México, Estados Unidos. Sir James Chadwick murió el 24 de julio de 1974.
2.2.4.2 Isótopos y sus aplicaciones
De manera experimental, Frederick Soddy (1877-1956) demostró que los átomos de un mismo elemento no tienen, necesariamente, la misma masa. Los átomos del mismo elemento
pueden tener diferente número de neutrones; a las distintas versiones posibles de cada elemento se les llama isótopos. Soddy inventó el término isótopos (del vocablo iso que significa
igual y topos, lugar) para describir a los átomos de un mismo elemento que contienen diferente número de neutrones en su núcleo.
¡Que no te cuenten!
El beso exacto y Soddy
Sir Frederick Soddy, Premio Nobel de Química 1921 por el descubrimiento de los isótopos, expresó poéticamente el teorema del Círculo de Descartes en el. “El beso exacto”, cuyas
estrofas centrales dicen:
Cuatro círculos llegaron a besarse, es el menor el más curvado.
La curvatura no es sino la inversa de la distancia desde el centro.
Aunque este enigma a Euclides asombrara, como la recta tiene curvatura nula y las
curvas cóncavas tienen signo de menos, la suma de los cuadrados de las cuatro curvaturas
es igual a la mitad del cuadrado de su suma.
Esferas tangentes
Los isótopos tienen propiedades químicas iguales, ya que poseen el mismo número de
electrones; pero sus propiedades físicas son diferentes, puesto que la masa es distinta para
cada isótopo.
El isótopo más común del hidrógeno no tiene ningún neutrón; también hay un isótopo
del hidrógeno llamado deuterio, con un neutrón, y otro, tritio, con dos neutrones.
Hidrógeno
Deuterio
Tritio
Todos los elementos presentan isótopos. Por ejemplo, el elemento neón está compuesto
por tres tipos de átomos, algunos de ellos tienen un número másico igual a 20, y otros, 21 y
22. Como el neón tiene un número atómico igual a 10, todos los átomos del elemento neón
tienen 10 protones en su núcleo y sólo difieren en el número de neutrones.
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A partir de 1961, la escala de masas atómicas se basa en el isótopo del carbono 12 como
estándar, ya que es el isótopo más abundante en la naturaleza. Debido a que son muchos los
elementos que están conformados por isótopos, se adoptó el criterio de que la masa atómica
de un elemento debe ser el promedio aritmético ponderado de las masas de sus isótopos
estables, según su abundancia en la naturaleza.
carbono-12
12
6C
6-neutrones
carbono-13
carbono-14
13
6C
7-neutrones
14
6C
8-neutrones
Los átomos de un mismo elemento con diferente masa se
conocen como isótopos. Éstos se distinguen escribiendo el
número de masa junto al nombre o símbolo del elemento.
En este caso se representan los tres isótopos del carbón
Para el carbono se conocen dos isótopos estables de masas: 1,9927 ⫻ 10⫺23 g y 2,159 ⫻ 10⫺23 g.
Recuerda que, debido a que las masas de los isótopos son números pequeños, es necesario expresarlas en unidades de masa atómica (uma), donde:
1 uma ⫽ 1,66056 ⫻ 10⫺24 g
Cuando se usa esta equivalencia resultan las masas 12 y 13 uma para los dos isótopos del
carbono, los cuales son números fáciles de manipular. Las abundancias naturales de ambos
isótopos son:
masa isótopos C ⴝ % Abundancia
12 uma ⫽ 98.99
13 uma ⫽ 1.11
Al considerar lo anterior, la masa atómica promedio para el carbono es:
MA ⫽ (12 ⫻ 98,99) ⫹ (13 ⫻ 1,11) 100 ⫽ 12,01 uma
En general, para cualquier elemento su masa atómica en función de sus isótopos es:
MA ⴝ (m1 ⴛ %1) ⴙ (m2 ⴛ %2) ⴙ . . . . . . . ⴙ (mn ⴛ %n)100
Los isótopos radiactivos o artificiales reciben el nombre de radioisótopos.
Algunos usos de los isótopos
Dado que los diferentes isótopos de un elemento tienen las mismas propiedades químicas, el reemplazo de uno por otro en una molécula no modifica la función de ésta. Sin embargo, la radiación
emitida permite detectarla, localizarla, seguir su movimiento y hasta dosificarla a distancia.
Los isótopos radiactivos se utilizan en la medicina nuclear, principalmente en las imágenes médicas, para estudiar el modo de acción de los medicamentos, entender el funcionamiento del cerebro, detectar una anomalía cardiaca y descubrir las metástasis cancerosas.
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Las radiaciones y la radioterapia. Las radiaciones ionizantes pueden destruir preferentemente las células tumorales y constituyen una terapéutica eficaz contra el cáncer —radioterapia—, que fue una de las primeras aplicaciones del descubrimiento de la radiactividad.
La esterilización. La irradiación es un medio privilegiado para destruir en frío los microorganismos: hongos, bacterias, virus... Por esta razón, existen numerosas aplicaciones
para la esterilización de los objetos, especialmente del material médico-quirúrgico.
La protección de las obras de arte. El tratamiento mediante rayos gama permite eliminar los hongos, larvas, insectos o bacterias alojados en el interior de los objetos a fin de
protegerlos de la degradación. Esta técnica se utiliza en el tratamiento de conservación y
restauración de piezas de arte, de etnología y de arqueología.
La producción de electricidad. Las reacciones en cadena de fisión del uranio se utilizan
en las centrales nucleares que, en Francia, producen más de 75 % de la electricidad.
Conexión al mundo
Un núclido es la
especie nuclear
que tiene un valor
específico para el
número de protones
(número atómico),
Z, y para el número
de neutrones, N.
Los núclidos con
un mismo valor de
Z, pero diferente N,
son isótopos del
elemento químico
con número
atómico Z.
Datación del carbono 14
Hacia 1940, el estadounidense Willard Frank Libby descubrió que a medida que el tiempo
pasaba, el carbono 14 presente en los organismos muertos se desmoronaba a una velocidad
que podía ser medida. Éste fue el comienzo de una revolución en los métodos de datación.
Libby obtuvo el Premio Nobel de Química en 1960 por su trabajo con el carbono 14. El uso
del radiocarbono se desarrolló poco después de la Segunda Guerra Mundial, con el periodo moderno de la arqueología. Materiales orgánicos con una antigüedad de hasta 50 000 años pueden
ser fechados con esta técnica, que puede emplearse en madera, carbón, hueso, sedimentos y
cualquier cosa orgánica que forme parte de la biosfera con un error promedio de 80 años.
El carbono tiene tres isótopos. A diferencia del 12 y el 13, el 14 es muy inestable y por lo
tanto radiactivo: se desintegra espontáneamente emitiendo débiles radiaciones.
El carbono es producido naturalmente por el bombardeo cósmico en la atmósfera superior. Se forma continuamente. Luego de esto, el carbono se combina con el oxígeno para
formar CO2 que se disuelve en los océanos, se combina con las plantas a través de la fotosíntesis y es incorporado por los animales al alimentarse de ellas.
La absorción del carbono 14 cesa cuando la planta o el animal muere y su concentración
comienza a descender debido a la desintegración radiactiva.
Libby comprendió que, conociendo el ritmo de desintegración o vida media del C14, podría calcularse la edad de los organismos; es decir, el tiempo transcurrido desde el momento
de su muerte.
Piensa y explica
1.
125
70
H
129
72
Q
128
69
R
125
71
X
129
70
E
126
69
T
2. En uno de los nuevos satélites de Urano se detectó un núclido cuyo número de
masa es de 60; además se observó que contenía 30 electrones y una carga neta
de ⫹2. ¿En la Tierra, a cuál núclido corresponde?
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Rayos
catódicos
Rutherford bombardea
láminas de oro con
radiaciones _, de lo cual
concluye que la carga
positiva debe estar
contenida en un pequeño
núcleo alrededor del cual
giran los electrones.
Thompson experimenta
con ellos y concluye
que viajan en línea
recta, tienen masa y
poseen carga negativa.
Su modelo atómico
es una masa de carga
positiva con electrones,
con carga negativa
incrustados.
Becquerel, y los Curie,
contribuyen al estudio
de los elementos que
al desintegrarse emiten
radiaciones, que por su
interacción con las cargas
eléctricas son divididas en
_, `, y a.
Chadwick trabaja con
Rutherford y demuestra
que el núcleo está
compuesto de protones
y neutrones.
Soddy demuestra la
existencia de isótopos,
átomos con el mismo
número de protones,
pero diferente número de
neutrones y por lo tanto
diferente masa.
Los isótopos y radioisótopos
son actualmente utilizados
en importantes ramas de la
medicina.
Además, tienen múltiples
aplicaciones.
2:29 AM
Radiactividad
Son la emisión observada
en los tubos de Geissler al
aplicar una diferencia de
voltaje.
6/30/06
Roentgen descubre los
rayos X a partir de los rayos
catódicos.
Resumen
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6/30/06 2:16:12 AM
Evalúate y aplica tus conocimientos
Para cada pregunta elige la opción correcta:
1. Descubrió el electrón
aa) Thompson
b) Rutherford
b
cc) Chadwick
2. La principal diferencia entre el modelo atómico de Thomson y el de Rutherford
es:
aa) El de Thomson no tenía electrones
b) El modelo de Rutherford consideraba que el átomo era negativo
b
cc) Rutherford introduce la idea de núcleo
3. Un isótopo es:
aa) Un elemento radiactivo
b) Un elemento con un mayor número de protones pero igual número de
b
electrones
cc) Un elemento con un mayor número de neutrones pero con el mismo
número de protones
Responde:
4. ¿Por qué ahora se toma como referencia la masa del carbono 12 para calcular
las masas atómicas relativas?
5. ¿Qué es el carbono 14?
6. ¿Cómo se calcula la masa atómica relativa de un elemento?
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Modelo atómico actual
Lo que vamos a
estudiar
2.3
Modelo atómico
actual
2.3.1
Modelo atómico
de Bohr
2.3.2
Modelo de
Sommerfeld
2.3.3
Los números
cuánticos
2.3.4
Los orbitales
atómicos
2.3.5
Configuración
electrónica del
átomo
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¡Activa tus ideas!
¿Por qué las lámpa
mparas en la calle tienen colo
olores diferentes?
Todos sabemos que
ue Einstein
ganó un premio
oN
Nobel. ¿Sabes
por qué?
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2.3.1 Modelo atómico de Bohr
A finales del siglo XIX los físicos sabían que había electrones dentro de los átomos y que la
vibración de los electrones producía luz y otras radiaciones electromagnéticas; pero todavía
quedaba un curioso misterio por resolver. Los físicos calentaban diferentes elementos hasta
que estaban radiantes y entonces dirigían la luz a través de un prisma.
Cuando se observaba la luz de un elemento, se obtenían líneas brillantes de ciertos colores. Eso significaría que los átomos estaban emitiendo solamente ondas de ciertas frecuencias. Cada tipo de átomo emite un conjunto único de colores. Las líneas de color (o líneas
espectrales) son algo así como la “huella digital” de los átomos.
luz blanca
El arco iris es un espectro que contiene todos los colores. La luz solar
es una mezcla de la luz monocromática con diferentes longitudes de
onda. Esto fue demostrado por Newton al hacer incidir la luz solar
sobre un prisma
Las líneas espectrales fueron vistas por primera vez en 1802 por William Hyde Wollaston.
Sin embargo, no fueron estudiadas sistemáticamente sino hasta 1814, cuando Joseph von
Fraunhofer las observó y catalogó.
Fraunhofer documentó cuidadosamente las posiciones de las líneas, pero no intentó
explicar por qué estaban allí. A finales de 1850, el físico Gustav Kirchhoff decidió investigar
más este asunto con la ayuda del químico Robert Bunsen, ¡el mismo que inventó el mechero
de Bunsen!
Precisamente un mechero era lo que Bunsen y Kirchhoff usaban para sus experimentos.
Colocaban diversas sustancias en la llama del mechero, las cuales brillaban con colores particulares, y con la ayuda de un prisma la luz que emitían podía ser separada en espectros
Con esta técnica encontraron líneas espectrales que no coincidían con ningún elemento
conocido, por lo cual concluyeron que tenían ante sí dos nuevos elementos: el cesio y el
rubidio. Más tarde, los elementos galio, helio, argón, neón, kriptón y xenón fueron descubiertos mediante la técnica de Kirchhoff y Bunsen.
Líneas espectrales de algunos elementos
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Aunque todos coincidían en la utilidad de las líneas espectrales para la identificación
de sustancias, no había una explicación para ellas. Para solucionar el acertijo de las líneas
espectrales, el físico danés Niels Bohr (1885-1962) diseñó un modelo radical del átomo que
tenía electrones orbitando alrededor del núcleo.
¡Que no te cuenten!
La constante de Planck y la energía de un fotón
En 1900, Max Planck estaba trabajando sobre el problema de cómo la radiación emitida
por un objeto se relacionaba con su temperatura. Obtuvo una ecuación a partir de la cual podían obtenerse los resultados experimentales con bastante precisión, pero sólo tenía sentido
si se asumía que la energía de una molécula vibrante era cuantizada, es decir, que solamente
podía tomar ciertos valores.
La energía debía ser proporcional a la frecuencia de vibración y parecía llegar en pequeños “bloques” de la frecuencia, multiplicados por una cierta constante de proporcionalidad.
Esta constante se conoce ahora como la constante de Planck (h).
h ⫽ 6.626 ⫻ 10⫺34 J • s
Con su trabajo acerca del efecto fotoeléctrico, Einstein dio a Planck la importancia que
tenía. Einstein propuso que la luz también viaja en esos “paquetes” llamados cuantos. Así,
la luz podría estar constituida por pequeñas partículas llamadas fotones, cada una con una
energía equivalente a la constante de Planck multiplicada por su frecuencia.
En ese caso, la frecuencia de la luz haría una diferencia en el efecto fotoeléctrico.
- campo
-
- - - - - - -
+
M
E
T
electrón
A
L
C
A
O
radiación
V
Efecto fotoeléctrico
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6/30/06 3:13:52 AM
Los fotones de mayor frecuencia tienen más energía, así que deberían hacer salir a los
electrones más rápido; entonces una luz con la misma intensidad, pero con mayor frecuencia, debería incrementar la energía cinética máxima de los electrones emitidos.
Si por el contrario la frecuencia se mantiene constante, pero aumenta la intensidad,
debería emitirse una mayor cantidadd de electrones (dado que hay más fotones para impactarlos), aunque no saldrán más rápido porque cada fotón tiene la misma energía.
E ⫽ hv
Si la frecuencia es suficientemente baja, entonces ninguno de los fotones tendrá bastante energía para desprender un electrón de un átomo. Einstein, que recibió el Premio Nobel
por su trabajo con el efecto fotoeléctrico y no por la relatividad, llamó frecuencia umbral a
esta mínima frecuencia.
Piensa y explica
Con los datos de la siguiente tabla ubica las frecuencias de las distintas regiones
del espectro electromagnético.
longitud de onda (m)
frecuencia (s-1)
rayos gamma
rayos x
1.00E⫺10
1.00E⫺08
1.00E⫹21
1.00E⫹19
ultravioleta
visible
1.00E⫺06
1.00E⫺05
1.00E⫹17
1.00E⫹15
infrarrojo
microondas
1.00E⫺04
1.00E⫺02
1.00E⫹13
1.00E⫹11
radio
1.00E⫹03
1.00E⫹07
10 -6 nm
10 -5 nm
10 -4 nm
Rayos
gamma
10 -3 nm
10 -2 nm
10 -1 nm
Rayos X
400 nm
1 nm
10 nm
100 nm
Violeta
Azul
Radiación
ultravioleta
Verde
Amarillo
Naranja
Rojo
1000 nm = 1 μm
10 μm
100 μm
1000 μm = 1 mm
10mm = 1cm
Luz visible
Radiación
infrarroja
700 nm
Microondas
10 cm
100 cm = 1 m
10 m
100 m
Ondas de radio
1000 m = 1 km
10 km
100 km
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6/30/06 3:13:53 AM
Usa la ecuación de Einstein E ⫽ hv y responde las siguientes preguntas:
h, es la
constante de Planck
y tiene un valor de:
a) ¿Qué unidades se obtienen para la energía en esta ecuación?
h = 6.626E⫺32
b) ¿La energía varía de forma directa o indirecta con respecto a la frecuencia?
c) Observa la gráfica y deduce cómo varía la energía con respecto a la longitud de
onda.
d) Las placas fotográficas son materiales sensibles a la luz. ¿Por qué crees que se revelan bajo una luz roja?
Según la física clásica, un cuerpo cargado eléctricamente emite energía al estar en movimiento; por lo tanto, en el modelo de Rutherford el electrón tendría que perder energía y
caer en el núcleo con una trayectoria de espiral, lo cual no sucede. La solución a este problema la dio Niels Bohr, en 1913, con base en la teoría cuántica de la radiación electromagnética dada a conocer por Max Planck. Los postulados del modelo de Bohr son los siguientes:
1 El átomo de hidrógeno consta de un núcleo (⫹) y a su alrededor gira un electrón (⫺), de
tal manera que la fuerza centrífuga contrarresta la fuerza de atracción electrostática.
v
e
Fe
r
Ze
2 El electrón sólo gira en determinadas órbitas de radios definidos llamados niveles
cuantificados de energía.
R⫽1
R⫽2
R⫽3
R⫽4
R⫽5
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6/30/06 3:13:55 AM
3 Mientras los electrones permanezcan en un mismo nivel de energía (que Bohr llamó
estados estacionarios) no ganan ni pierden energía.
4 Dentro de un mismo átomo, un electrón puede cambiar de un nivel a otro ganando o
perdiendo una cantidad de energía que es igual a la diferencia existente entre ambos
estados. De este modo, todo cambio energético del electrón corresponderá a saltos
que haga entre los estados estacionarios.
1 2 3 4 5 6 7
5 Un átomo sólo emite energía cuando un electrón salta de un nivel de energía superior
a otro inferior y, en caso contrario, absorbe energía. La energía emitida o absorbida
por el átomo recibe el nombre de fotón o cuanto de luz.
El modelo de Bohr es muy simple y recuerda al modelo planetario de Copérnico, donde
los planetas describen órbitas circulares alrededor del Sol. El electrón de un átomo —o ión
hidrogenoide— describe órbitas circulares, pero los radios de estas órbitas no pueden tener
cualquier valor.
Debido a esta aseveración, el modelo de Bohr fue considerado radical por muchos de sus
colegas. En pocas palabras, Bohr manifestaba que la energía sólo podría cambiar en pequeños saltos. Éstos son llamados quanta (plural de quantum) y por eso se dice que con Bohr
comenzó la mecánica cuántica.
Más sobre la energía cuantizada
Bohr calculó los radios de cada una de las órbitas de su modelo. El radio de la primera órbita
es n ⫽ 1, r ⫽ 5.29 • 10⫺11 m, y se denomina radio de Bohr. Cada nivel energético que identifica a cada órbita toma valores desde 1 hasta 7 (con números enteros) y se representa con la
letra “n”; también recibe el nombre de número cuántico principal.
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6/30/06 3:13:58 AM
Un angström
equivale a 1E⫺10 m.
De acuerdo con el número cuántico principal, calculó las distancias entre el núcleo y
cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.
Representación de las órbitas
Un joule es la
unidad de energía.
Con la equivalencia
entre joules y
electrón-voltios
puedes saber la
energía del electrón.
(1eV ⫽ 1.6 10⫺19 J).
n
distancia
1
0.53 Å
2
2.12 Å
3
4.76 Å
4
8.46 Å
5
13.22 Å
6
19.05 Å
7
25.93 Å
La energía del electrón aumenta con el número cuántico n. Las energías suelen expresarse en electrón-voltios.
2.3.2 Modelo de Sommerfeld
El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían
distinta energía. Algo andaba mal. La conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles.
En 1916, Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al afirmar que también podían girar en órbitas
elípticas.
Esto dio lugar al “número cuántico azimutal” que determina la forma de los orbitales, el
cual se representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1.
¡Que no te cuenten!
Una forma diferente
Según la leyenda, el señor Rutherford contaba lo siguiente:
“Hace algún tiempo recibí la llamada de un colega. Estaba a punto de ponerle un cero
a un estudiante por la respuesta que había dado a un problema de física, pese a que éste
afirmaba con determinación que la respuesta era absolutamente acertada. Profesores y estudiantes acordaron pedir un arbitraje de alguien imparcial y fui elegido yo. Leí la pregunta
y decía: «demuestre cómo es posible determinar la altura de un edificio con la ayuda de un
barómetro».
“El estudiante había respondido: «lleve el barómetro a la azotea del edificio y átele una cuerda
muy larga. Descuélguelo hasta la base del edificio, marque y mida. La longitud de la cuerda es
igual a la longitud del edificio».
“Realmente, el estudiante había planteado un serio problema con la resolución del ejercicio porque había respondido a la pregunta correcta y completamente. Por otro lado, si se
le concedía la máxima puntuación, podría alterar el promedio de su año de estudios, obtener
una nota más alta y así certificar su alto nivel en física; pero la respuesta no confirmaba que
el estudiante tuviera ese nivel.
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6/30/06 3:13:59 AM
“Sugerí que se le diera al alumno otra oportunidad. Le concedí seis minutos para que me
respondiera la misma pregunta, pero esta vez con la advertencia de que en la respuesta debía demostrar sus conocimientos en física. Habían pasado cinco minutos y el estudiante no
había escrito nada. Le pregunté si deseaba marcharse, pero me contestó que tenía muchas
respuestas al problema.”
“Su dificultad era elegir la mejor de todas. Me excusé por interrumpirle y le rogué que
continuara. En el minuto que le quedaba escribió la siguiente respuesta: tome el barómetro
y láncelo al suelo desde la azotea del edificio; calcule el tiempo de la caída con un cronómetro. Después aplique la fórmula altura ⫽ 0.5a ⫻ t2 y así obtenemos la altura del edificio.
“En este punto le pregunté a mi colega si el estudiante se podía retirar. Le dio la nota más
alta. Tras abandonar el despacho, me reencontré con el estudiante y le pedí que me contara
sus otras respuestas a la pregunta.
“Bueno, respondió, hay muchas maneras, por ejemplo, tomamos el barómetro en un día
soleado y medimos la altura del barómetro y la longitud de su sombra. Si a continuación medimos la longitud de la sombra del edificio y aplicamos una simple proporción, obtendremos
también la altura del edificio.
“Perfecto, le dije, ¿y la otra manera? Sí, contestó, éste es un procedimiento muy básico
para medir un edificio, pero también sirve. En este método, toma el barómetro y se sitúa en
la escalera de la planta baja. Según sube la escalera, va marcando la altura del barómetro y
cuenta el número de marcas hasta la azotea. Al final, multiplica la altura del barómetro por
el número de marcas que ha hecho y ya tiene la altura.
“Éste es un método muy directo. Por supuesto, si lo que quiere es un procedimiento más
sofisticado, puede atar el barómetro y moverlo como si fuera un péndulo. Si calculamos que
cuando el barómetro está a la altura de la azotea la gravedad es cero y si tenemos en cuenta
la medida de la aceleración de la gravedad al descender el barómetro en trayectoria circular
al pasar por la perpendicular del edificio, de la diferencia de estos valores y aplicando una
sencilla fórmula trigonométrica podríamos calcular, sin duda, la altura del edificio.
“En este mismo tipo de sistema, ate el barómetro a una cuerda y descuélguelo desde la
azotea hasta la calle. Usándolo como un péndulo puede calcular la altura midiendo su periodo
de oscilación. En fin, concluyó el estudiante, existen otras maneras. Probablemente la mejor
sea coger el barómetro y golpear con la cuerda la casa del conserje. Cuando abra, le diré:
señor conserje, aquí tengo un bonito barómetro. Si usted me dice la altura del edificio, se lo
regalo. En este momento de la conversación, le pregunté si conocía la respuesta convencional
al problema (la diferencia de presión marcada por un barómetro en dos lugares diferentes nos
proporciona la diferencia de altura entre ambos lugares). Evidentemente dijo que la conocía,
pero que durante sus estudios sus profesores habían intentado enseñarle a pensar”.
El estudiante se llamaba Niels Bohr, físico danés, Premio Nobel de Física en 1922, más
conocido por ser el primero en proponer el modelo del átomo con protones, neutrones y los
electrones que lo rodean. Fue fundamentalmente un innovador de la teoría cuántica.
2.3.3 Los números cuánticos
Dos en uno, la dualidad onda-partícula
En 1923, Louis Victor de Broglie (1892-1987) sugirió que los electrones tenían propiedades
tanto de ondas como de partículas. A consecuencia de este comportamiento dual de los
electrones (como onda y partícula) surgió el principio enunciado por Werner Heisenberg,
conocido también como “principio de incertidumbre”, que dice: “Es imposible determinar
simultáneamente y con exactitud la posición y la velocidad del electrón”.
Es casi como al salir de paseo no pudieras saber simultáneamente a dónde y con quién
vas. ¿Te lo imaginas? Si queremos observar la posición de un electrón, deberíamos usar una
luz que posea mucha energía, con la cual cambiaría bastante la velocidad del electrón.
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6/30/06 3:14:01 AM
En cambio, si la luz utilizada no posee la energía citada en el caso anterior, la velocidad del
electrón no cambaría mucho y podría medirse; pero no podríamos observar la posición del electrón. Para solucionar este problema surge un nuevo concepto: el orbital atómico. Se trata
de una región del espacio donde la probabilidad de encontrar un electrón es alta. Un orbital
puede contener un máximo de dos electrones.
Los números cuánticos describen los niveles de energía de los electrones y las formas de
los orbitales que describen las distribuciones de los electrones en el espacio
Número cuántico principal (n)
Un orbital es
una región en el
espacio donde es
probable encontrar
el electrón.
Es importante que
tengas en cuenta
que los orbitales no
son figuras sólidas
dentro de los
átomos.
• Describe el nivel de energía principal que ocupa un electrón. Puede ser cualquier número entero positivo n ⫽ 1, 2, 3, 4…
Número cuántico secundario o azimutal ( l )
• Designa la forma de la región del espacio que ocupa un electrón.
• En cada nivel de energía (n) l puede tomar valores enteros desde 0 hasta (n – 1).
l ⫽ 0, 1, 2, 3,... (n – 1)
• El número cuántico secundario designa un subnivel o una clase específica de orbital
atómico que puede ocupar un electrón.
• A cada valor de l se le denota por una letra. Cada una corresponde a una clase diferente
de orbital atómico.
Número cuántico secundario (ll )
Orbital atómico
Significado
0
s
sharp
1
p
principal
2
d
diffuse
3
f
fundamental
2.3.4 Los orbitales atómicos
y
y
A
x
A
z
z
z
z
y
y
x
x
x
z
z
dxy
ⴙ
ⴙ
ⴚ
z
z
y
s
Py
z
z
x
x
ⴚ
y
y
x
ⴙ
ⴚ
lxz
dyz
x
x
y
dx2 2y 2
x
x
dz2
y
y
Px
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y
z
x
ⴙ
z
z
Pz
6/30/06 3:14:01 AM
Número cuántico magnético (m
ml )
• Designa la orientación espacial de un orbital atómico.
• En cada subnivel, mll puede tomar cualquier valor entero, desde ⫺ l hasta ⫹l,
l pasando por cero.
ml ⫽ ⫺ l , . . . 0, . . . ⫹ l
• Ejemplo: l ⫽ 1 (subnivel p)
Valores de ml ⫽ ⫺ ll, 0, ⫹1
Número cuántico del spin (ms )
• Spin indica la rotación del electrón en torno a su propio eje, en el sentido de las manecillas del reloj o en sentido contrario.
⫹1/2
⫺1/2
• El número cuántico del spin sólo puede tener dos valores: ⫹1/2 o ⫺1/2.
• Cada orbital sólo puede acomodar dos electrones, uno con ms ⫽ ⫹1/2 y el otro con
ms ⫽ ⫺1/2.
Simbología
1s ⫽ primer nivel de energía, orbital s
2s ⫽ segundo nivel de energía, orbital s
2p ⫽ segundo nivel de energía, orbital p
VALORES DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS HASTA n ⫽ 4
N
l
ml
ms
1
2
3
4
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0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
0
0
⫺1, 0, ⫹1
0
⫺1, 0, ⫹1
⫺2, ⫺1, 0, ⫹1, ⫹2
0
⫺1, 0, ⫹1
⫺2, ⫺1, 0, ⫹1, ⫹2
⫺3, ⫺2, ⫺1, 0, ⫹1, ⫹2, ⫹3
⫾1/2
⫾1/2
⫾1/2
⫾1/2
⫾1/2
⫾1/2
⫾1/2
⫾1/2
⫾1/2
⫾1/2
6/30/06 3:14:04 AM
Relaciona las siguientes aseveraciones, con base en la tabla anterior.
•
•
•
•
•
Número de orbitales en un subnivel ⫽ 2l ⫹ 1
Número de electrones en un subnivel ⫽ 2(2l ⫹ 1)
Número de subniveles por nivel de energía ⫽ n
Número de orbitales en un nivel de energía ⫽ n2
Número de electrones en un nivel de energía ⫽ 2n2
Como hemos visto, las investigaciones en torno al átomo demostraron que está constituido por un núcleo que se compone fundamentalmente por protones (con carga positiva)
y neutrones (eléctricamente neutros), y que alrededor se encuentran los electrones (con
carga negativa).
Piensa y explica
Completa la siguiente tabla de características de las partículas elementales del átomo:
Partículas
Características
Electrón (eⴚ)
Protón (pⴙ)
Neutrón (n)
1.6731 ⫻ 10⫺24
1.673 ⫻ 10⫺24
Carga
Símbolo
Carga eléctrica relativa
⫺1
Masa (g)
9.11 ⫻ 10⫺28
Recuerda que todos los átomos se pueden identificar por el número de protones y neutrones que contienen. El número atómico (Z) es el número de protones en el núcleo de cada
átomo de un elemento. En un átomo neutro el número de protones es igual al número de
electrones, de manera que el número atómico también indica el número de electrones presentes en un átomo neutro.
Piensa y explica
El número de masa (A) es el número total de protones y neutrones presentes en
el núcleo del átomo de un elemento.
núm. masa ⫽ núm. protones ⫹ núm. neutrones
núm. masa ⫽ núm. atómico ⫹ núm. neutrones
Notación atómica AZX
X ⫽ cualquier elemento
A ⫽ número de masa
Z ⫽ número atómico
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6/30/06 3:14:04 AM
A partir del número de protones, neutrones y electrones se puede representar
la estructura de los átomos. Si se relaciona el número atómico con el número de
masa, se puede calcular el número de partículas fundamentales para un átomo.
Por ejemplo, para el sodio:
Z ⫽ 11
posee 11 electrones y 11 protones
A ⫽ 23 corresponde a la suma de protones y neutrones: A ⫽ p ⫹ n, sustituyendo
23 ⫽ 11 ⫹ n; por lo tanto, el sodio tiene 12 neutrones. Inténtalo. Llena los
espacios vacíos del siguiente cuadro comparativo:
Elemento
Número
atómico
Masa
atómica
Z
A
pⴙ
eⴚ
n
Litio
Boro
Nitrógeno
Flúor
Neón
Bromo
Magnesio
Oxígeno
Azufre
2.3.5 Configuración electrónica del átomo
Es la representación de los electrones de un átomo.
El primer número indica el nivel energético o número cuántico principal
La letra indica el subnivel energético
1s
1
El superíndice indica la cantidad de electrones del subnivel
La regla de Aufbau –que en alemán significa construcción–, o de las diagonales, indica el
orden de llenado de los orbitales de un átomo.
El principio de
Hund indica que
antes de aparearse
los electrones
deben ocupar todos
los orbitales.
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1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
8s
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
4f
5f
En esta dirección
aumenta la energía
6/30/06 3:14:06 AM
Esta regla también es conocida como principio de Hund, el cual establece que los electrones deben ocupar todos los orbitales de un subnivel dado antes de empezar a aparearse.
Ejemplo
Nitrógeno (Z ⫽ 7)
de
exclusión de Pauli:
dos electrones no
pueden tener sus
cuatro números
cuánticos iguales.
Configuración electrónica: 1s22s22p3
Notación orbital:
1s2
2s2
2p3
Principio de exclusión de Pauli. En un átomo dos electrones no pueden tener
conjuntos idénticos de cuatro números cuánticos.
Ejemplo
Escribir un conjunto aceptable de cuatro números cuánticos para cada electrón
de un átomo de nitrógeno.
Notación orbital:
1s2
2s2
2p3
Configuración
Electrón
n
l
ml
ms
1s2
1
1
0
0
⫹1/2
2
1
0
0
⫺1/2
3
2
0
0
⫹1/2
4
2
0
0
⫺1/2
5
2
1
⫺1
⫹1/2
6
2
1
0
⫹1/2
7
2
1
⫹1
⫹1/2
2s2
2p3
¿Cómo usar la regla de las diagonales?
11
Na
22,98977
1
El número atómico y la estructura electrónica o distribución de electrones en niveles son datos que se encuentran en la tabla periódica.
2-8-1
El número atómico indica la cantidad de protones que tiene un elemento. Si el átomo es
neutro, indica también la cantidad de electrones.
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6/30/06 3:14:07 AM
Recordemos que
1 s2
el número 1 delante de la letra indica el nivel;
la letra “s” indica el subnivel;
y el superíndice 2, la cantidad de electrones.
2 p6
el número 2 delante de la letra indica el nivel;
la letra “p” indica el subnivel;
y el superíndice 6, la cantidad de electrones.
Supongamos que tenemos que averiguar la distribución electrónica en el elemento sodio, que como lo indica su número atómico, tiene 11 electrones. Los pasos son muy sencillos: debemos seguir las diagonales como se representaron anteriormente.
Entonces, la configuración electrónica para el sodio es:
Para el sodio (11 electrones) el resultado es:
1s2 2s2 2p6 3s1
La suma de los electrones (superíndice) en cada nivel es:
nivel 1
2 electrones
nivel 2
8 electrones
nivel 3
1 electrón
Para el manganeso (25 electrones) el resultado es:
1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p6 4 s2 3 d5
La suma de los electrones (superíndice) en cada nivel es:
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nivel 1
2 electrones
nivel 2
8 electrones
nivel 3
13 electrones
nivel 4
2 electrones
6/30/06 3:14:08 AM
Resumen
Las líneas espectrales de
los elementos se han usado
para su identificación
Para explicarlas, Planck
propuso que la energía
se mueve por paquetes y
calculó una constante de
proporcionalidad.
h ⫽ 6.623E⫺34
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Einstein usa la constante
de Planck introduciéndola
en su ecuación del efecto
fotoeléctrico.
E ⫽ hv
6/30/06 3:14:35 AM
Evalúate y aplica tus conocimientos
1. Completa la tabla siguiente
Especie
Número
atómico
Masa
atómica
Z
A
pⴙ
eⴚ
n
O2 ⫺
Na⫹
Mg2⫹
Al3⫹
F⫺
P5⫺
Ne
¿Cómo será la configuración electrónica de estos elementos? Escríbela aquí
2. Subraya la opción correcta en los siguientes orbitales (ten en cuenta el orden
de energía de cada orbital)
aa) 3p
b) 2f
b
cc) 1d
d) 2d
d
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6/30/06 3:14:38 AM
3. Subraya la especie a la que pertenece la siguiente configuración electrónica
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
aa) K⫹
b) Ca2⫹
b
cc) Sc2⫹
d) Ar
d
4. ¿Cuál fue la principal contribución del modelo de Bohr?
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6/30/06 3:14:39 AM
La tabla periódica
Lo que vamos a
estudiar
2.4
Antecedentes
de la tabla
periódica actual
2.4.1
La tabla
periódica
actual
2.4.2
Ubicación y
clasificación de
los elementos:
grupos y
periodos
2.4.3
Metales, no
metales y
semimetales
2.4.4
Reactividad y
propiedades
periódicas
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6/30/06 3:20:43 AM
¡Activa tus ideas!
¿Por qué crees quee es importante un orden en las cosas?
¿Es realmente
nte útil?
¿Qué tan importante
ntes son los
metales en la activ
ctividad social y
económica??
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6/30/06 3:20:51 AM
2.4 Antecedentes de la tabla periódica actual
Imagínate en una biblioteca donde no hay bibliotecaria. ¿Qué tan útil te sería si no
hay un orden en todos los ejemplares?
De la necesidad de ordenar los elementos químicos surgieron las primeras catalogaciones periódicas. Nosotros conocemos la tabla periódica de los elementos, pero
¿de dónde salió? ¿Quién tuvo la idea de clasificar los elementos de esta forma?
Aunque hubo mucho intentos de clasificación, hemos seleccionado los que te
presentamos aquí:
Mendeléiev
Meyer
Casi al mismo tiempo, dos científicos tuvieron la idea
de una ley periódica
Las triadas Döbereiner
Este químico alcanzó a elaborar un informe que mostraba una relación entre la masa atómica de ciertos elementos y sus propiedades en 1817.
Él destaca la existencia de similitudes entre elementos agrupados en tríos que él denomina “triadas”. La tríada del cloro, del bromo y del yodo es un ejemplo.
Pone en evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la triada es intermedia
entre la de los otros dos. Para 1850 se contaba con unas 20 tríadas que conformaban la primera clasificación coherente.
Chancourtois y Newlands y sus octavas
En 1862 Chancourtois, geólogo francés, puso en evidencia una cierta periodicidad entre
los elementos de la tabla. En 1864 Chancourtois y Newlands, químico inglés, anuncian la
Ley de las octavas que aseveraba que las propiedades de los elementos se repiten cada ocho
elementos.
Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más allá del calcio, por lo que resulta
insuficiente. Comenzaba sin embargo, la nueva historia de la clasificación de los elementos
buscando la periodicidad.
La historia comienza en el primer congreso de química, que se efectuó en Karlsruhe,
Alemania en 1860 donde Stanislao Cannizaro (1826-1910) defendía sus hipótesis sobre las
masas atómicas. Entre los asistentes estaban dos personajes; un químico alemán llamado
Julius Lothar Meyer, y un químico ruso al que éste había conocido un año antes en la Universidad de Heidelberg: Dmitri Ivánovich Mendeléiev.
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¿Qué los hace diferentes?
Ambos se basaron en las masas atómicas para ordenar los elementos. Los dos publicaron una
ley periódica, Mendeléiev en 1869 y Meyer en 1870. Ambas leyes dicen que las propiedades de
los elementos están directamente relacionadas con sus masas atómicas.
Entonces, ¿por qué crees que el nombre de Mendeléiev está más relacionado con la tabla
periódica que el de Meyer? El trabajo de Mendeléiev es más completo que el de Meyer, ya que
pudo ordenar los elementos en filas y columnas y, gracias a esto, predijo las propiedades de
elementos desconocidos en su época.
Vayamos sobre sus pasos
Lo primero que hizo Mendeléiev fue organizar los elementos de acuerdo con su masa atómica. Entonces, hagamos lo mismo. Observa la siguiente gráfica y responde.
Masas atómicas
250.00
200.00
uma
150.00
100.00
50.00
0.00
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Cu
Zn
Ga
Y
Zr
Nb
Mc
Elementos
Tc
Ag
Cd
Hf
Ta
W
Ra
Au
Hg
Sobre el eje de las abscisas están los nombres de los elementos y sobre el eje de las ordenadas, la masa atómica de los elementos.
1. Con ayuda de la gráfica divide estos elementos en tres grupos y anótalos aquí.
Grupo 1
Grupo 2
Grupo 3
2. Explica en qué te basaste para hacer la separación de los elementos en grupos.
3. Compara tus grupos con una tabla periódica y escribe lo que observas.
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Como te habrás dado cuenta, no es difícil comprender cómo Mendeléiev organizó los
elementos según el orden de su masa; pero ¿de qué manera decidió construir las diferentes
columnas? Una vez que tuvo ordenados los elementos por masas atómicas, Mendeléiev agrupó los elementos en filas y columnas con base en sus propiedades químicas y físicas. Entre las
propiedades consideradas por el químico ruso estaba el tipo de compuestos que el elemento
formaba, y entre los más conocidos estaban los óxidos, que son compuestos constituidos por
la combinación de un elemento al que llamaremos X y oxígeno. Completa la siguiente tabla:
Fórmula del óxido
Elemento X
Fórmula del óxido
Cu2O
ZrO2
ZnO
Nb2O5
Sc2O3
MoO3
TiO2
Tc2O7
V2O5
Au2O
CrO3
HgO
Mn2O7
HfO2
Ag2O
Ta2O5
CdO
WO3
Y2O3
Re2O7
Elemento X
Ga2O3
Inventa alguna clasificación para los óxidos que forman los elementos X.
¿Cuántos grupos formaste?
Explica en qué te basaste para hacer la separación de los elementos en grupos.
Ubica los elementos X del ejercicio anterior en la tabla siguiente, de acuerdo al tipo de
óxido que forman:
X2O
XO
X2O3
XO2
X2O5
XO3
X2O7
Compara esta clasificación con la que tú y tus compañeros obtuvieron. ¿Se parecen?
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6/30/06 3:21:02 AM
Reiher
El concepto que Mendeléiev encontró más útil en su diseño de la tabla periódica fue la
noción de valencias, propuesta en 1852 por el químico inglés Edward Frankland. La idea era
ésta: casi todos los elementos conocidos hasta ese momento se combinaban con hidrógeno
o con oxígeno, luego la valencia de un elemento estaba relacionada con el número de átomos de hidrógeno o de oxígeno que se combinaran con ese elemento. Hidrógeno y oxígeno
forman agua, H2O, luego al hidrógeno se le dio una valencia de 1 y al oxígeno de 2. Para cualquier otro elemento, la valencia fue definida como el número de átomos de hidrógeno, o dos
veces el número de átomos de oxígeno que se combinarían con un átomo de ese elemento.
Más adelante sabremos cómo calcular las valencias. Mendeléiev utilizó este concepto para
hacer el mismo ejercicio que realizaste tú, sólo que algunos de nuestros elementos X no se
habían descubierto, aun cuando él propuso su tabla periódica: Sc, Ti, Y, Mo, Tc y Re.
Grupo II Grupo III Grupo IV Grupo V Grupo VI Grupo VII
RH
R2O
RO
R2O3
4
3
2
RH
RH
RH
RO2
R2O5
RO3
R2O7
1
H1
2
Li 7
Be 9.4
B 11
C 12
N 14
O 16
F 19
3
Na 23
Mg 24
Al 27.3
Si 28
P 31
S 32
Cl 35.5
4
K 39
Ca 40
44
Ti 48
V 51
Cr 52
Mn 55
5
(Cu 63)
Zn 65
68
72
As 75
Se 78
Br 80
6
Rb 85
Sr 87
?Yt 88
Zr 90
Nb 94
Mo 96
100
In 113
Sn 118
Sb 122
Te 125
J 127
7
(Ag 108) Cd 112
8
Cs 133
9
()
10
?Er 178
? La 180
Ta 182
W 184
Tl 204
Pb 207
Bi 208
Th 231
U 240
11
12
Ba 137 ?Di 138 ?Ce 140
(Au 199) Hg 200
Grupo VIII
RO4
Fe 56, Co 59
Ni 59, Cu 63
Ru 104, Rh 104
Pd 106, Ag 108
Os 195, Ir 197,
Pt 198, Au 199
Esta versión de la tabla periódica de Mendeléiev fue publicada en la revista Annalen der Chemie en 1871.
Compara la clasificación de Mendeléiev con las obtenidas en clase por masa atómica y
por tipo de óxido. Escribe las similitudes y diferencias.
¿Crees que la forma en que Mendeléiev acomodó los elementos tiene que ver con su valencia? ¿Por qué? Sí, porque la valencia tiene que ver con el tipo de compuesto que forman
los elementos, en este caso, de sus óxidos.
Compara tus clasificaciones con una tabla periódica. Describe las semejanzas y diferencias que encuentres.
E0319-Unidad 2.4.indd Sec1:109
6/30/06 3:21:02 AM
2.4.1 La tabla periódica actual
Mendeléiev pudo predecir
las propiedades químicas
de elementos que aún no
se descubrían
La tabla del ejercicio anterior es un ejemplo de que elementos cuyas masas atómicas sean
realmente parecidas pueden ser muy diferentes, y algunos elementos con masas muy distintas son semejantes entre sí. Siempre que se encontraba con que algún elemento químico no
tenía relación con el situado inmediatamente encima de él, Mendeléiev se saltaba el orden
creciente de las masas atómicas para darle prioridad a la afinidad química. Así, siempre que
fuese necesario cambiaba el orden de dos elementos químicos consecutivos o, en su caso,
dejaba un hueco bajo la hipótesis de que correspondía a algún elemento desconocido. Lo
asombroso es que acertó en varias ocasiones, pues incluso llegó a predecir las propiedades
químicas de estos elementos desconocidos. En 1913, con los experimentos de Henry Gwyn
Jeffreys Moseley se incluye un criterio que elimina las aparentes incongruencias existentes
en el modelo de Mendeléiev. Contesta:
¿Qué diferencias hay entre la tabla periódica de Mendeléiev y la actual? La principal diferencia es que la tabla periódica de Mendeléiev tenía como parámetro de organización a la
masa atómica y la actual, el número atómico.
Escribe la ley periódica de Moseley.
2.4.2 Ubicación y clasificación de los elementos: grupos y periodos
• En la tabla periódica están agrupados los elementos que tienen propiedades químicas
y físicas semejantes.
• Los elementos están ordenados de acuerdo a su número atómico.
• Las filas horizontales se llaman periodos.
• Las columnas verticales se llaman grupos o familias.
• Los elementos se dividen en: metales, no metales y metaloides.
• Un metal es un buen conductor del calor y la electricidad.
• Un no metal generalmente es un mal conductor del calor y la electricidad.
•
•
•
•
•
•
Un metaloide presenta propiedades intermedias entre los metales y los no metales.
Metaloides (8): B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At.
No metales (17): H, C, N, P, O, S, Se, F, Cl, Br, I, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
Metales (84): el resto de elementos.
Elementos representativos: grupos A.
Elementos de transición: grupos B.
Familias o grupos especiales
•
•
•
•
E0319-Unidad 2.4.indd Sec1:110
Metales alcalinos: grupo 1 A
Metales alcalinotérreos: grupo 2 A.
Halógenos: grupo 7 A.
Gases nobles o raros: grupo 8 A.
6/30/06 3:21:03 AM
Indica a qué elemento corresponden las siguientes coordenadas:
Coordenada
Elemento
Coordenada
Familia 1, periodo 2
Familia 13, periodo 6
Familia 14, periodo 5
Familia 12, periodo 4
Familia 8, periodo 4
Familia 5, periodo 5
Cuarta casilla de los actínidos
Familia 10, periodo 7
Familia 18, periodo 2
Séptima casilla de los lantánidos
Familia 2, periodo 3
Familia 15, periodo 4
Elemento
Investiga qué es un alótropo y escribe el nombre de tres elementos y sus alótropos.
2.4.3 Metales, no metales y semimetales
Cerca de 80% de los elementos incluidos en la tabla periódica son metales. Éstos tienen
propiedades físicas muy útiles para el hombre y por lo tanto una gran aplicación en la industria.
En las siguiente tabla se resumen las propiedades físicas y químicas de los metales y los
no metales.
Propiedades físicas de los metales y los no metales:
E0319-Unidad 2.4.indd Sec1:111
METALES
NO METALES
Alta conductividad eléctrica
Baja conductividad eléctrica
Alta conductividad térmica
Buenos aislantes del calor
Brillo gris metálico o plateado
Sin brillo metálico
Casi todos son sólidos (excepto Hg, Cs, Ga)
Sólidos, líquidos o gases
Maleables (pueden laminarse)
Frágiles en estado sólido
Dúctiles (pueden estirarse en hilos)
No dúctiles
Forman cationes
Forman aniones
Forman compuestos iónicos con no metales.
Forman compuestos iónicos con
metales y compuestos covalentes
con no metales.
Estado sólido caracterizado por enlace metálico.
Enlace covalente. Los gases nobles
son monoatómicos.
6/30/06 3:21:04 AM
Describe el uso de otros metales y discute con tus compañeros sobre la importancia de
los metales en el desarrollo de la tecnología en México. Escribe una nota sobre la utilidad
de los metales.
1
1
18
2
H
1
2
1.00794
3
2
4
Li
6.941
3
9.012182
Ca
39.0983
40.078
38
Rb
Sr
85.4678
87.62
55
6
56
Cs
Ba
132.90545
87
7
Fr
( 223 )
3
24.3050
20
K
37
5
10.811
Na Mg
19
137.327
88
Ra
( 226 )
21
Sc
44.955910
39
Y
88.90585
57
La
138.9055
89
Ac
( 227 )
4
5
22
Ti
47.867
40
Zr
91.224
72
Hf
178.49
104
Rf
( 261 )
23
V
50.9415
41
Ta
180.9479
105
Db
( 262 )
Ce
140.116
90
Serie del Actinio
6
24
Cr
51.9961
42
7
25
Mn
54.938049
43
Nb Mo Tc
92.90638
73
58
Serie del Lantano
Th
232.0381
Metales
B
13
12
22.989770
4
5
Be
11
14
13
95.94
74
W
183.84
106
( 98 )
75
Re
186.207
107
Sg Bh
( 266 )
59
Pr
140.90765
( 264 )
60
144.-24
92
231.03588
238.02891
No metales
26
Fe
55.845
44
9
27
Co
58.933200
45
Ru Rh
101.07
76
Os
190.23
108
Hs
( 277 )
61
102.90550
77
Ir
192.217
109
Mt
( 268 )
62
10
28
Ni
58.6934
46
11
29
Cu
U
( 145 )
93
Np
( 237 )
150.36
94
12
30
Zn
63.546
47
65.409
48
Pd Ag Cd
106.42
78
Pt
195.078
110
107.8682
79
112.411
80
Au Hg
196.96655
111
200.59
112
( 281 )
63
( 272 )
31
12.0107
14
Si
28.0855
32
7
N
14.0067
15
P
30.973761
33
Ga Ge As
69.723
49
In
114.818
81
Tl
204.3833
113
64
151.964
95
157.25
96
( 285 )
65
Tb
158.92534
97
Pu Am Cm Bk
( 244 )
26.981538
C
72.64
50
Sn
118.710
82
Pb
207.2
114
74.92160
51
Sb
121.760
83
Bi
208.98038
17
16
8
O
15.9994
16
S
32.065
34
Se
78.96
52
Te
127.60
84
Po
( 209 )
9
F
18.9984032
17
Cl
35.453
35
Br
79.904
53
I
126.90447
85
At
( 210 )
He
4.002602
10
Ne
20.1797
18
Ar
39.948
36
Kr
83.796
54
Xe
131.293
86
Rn
( 222 )
115
116
117
118
68
69
70
71
Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
Nd Pm Sm Eu Gd
91
Pa
8
Al
6
15
( 243 )
( 247 9
( 247 )
( 289 )
66
67
Dy Ho
162.500
98
Cf
( 251 )
164.93032
99
Er Tm Yb
167.259
100
168.93421
101
173.04
102
Es Fm Md No
( 252 )
( 257 )
( 258 )
( 259 )
Lu
174.967
103
Lr
( 262 )
Metaloides o semimetales
Haciendo ConCiencia
Metales o no metales
Ahora, vamos a clasificar los siguientes elementos como metales o no metales: C, Mg, Ca, S.
Necesitas:
• Un trocito de cada uno de los elementos anteriores
• Óxido de calcio y de magnesio (de estas dos sustancias
sólo necesitas la punta de la espátula)
• 1 cable eléctrico delgado
• 1 pila de 9 volts
• 1 LED (recuerda que usamos algunos anteriormente,
puedes usar el mismo)
• 1 popote
• 1 matraz Erlenmeyer
• 1 cucharilla de combustión
• 1 varilla de vidrio
• 1 franela húmeda
• 1 soporte universal
• Pinzas
• Mechero Bunsen
• Papel pH
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6/30/06 3:21:04 AM
Procedimiento:
1. Observa y registra la apariencia de cada uno de los elementos.
2. Conecta el cable a la pila, al LED y a cada elemento. Esto te servirá para saber si conducen o no la electricidad.
3. Pon en contacto los elementos con un objeto caliente e investiga si conducen calor.
4. Presiona un trozo de los elementos hasta que se deforme o se rompa.
5. Mezcla un poco de óxido de calcio en agua y pide a tu profesor que te enseñe a usar el
papel pH y mide el pH de la solución.
6. Repite el paso anterior con el óxido de magnesio.
7. Con ayuda de un popote burbujea con la boca un poco de agua y mide el pH de la
solución.
8. Pon una cantidad muy pequeña de azufre en la cucharilla de combustión y colócala
en la llama del mechero hasta que se inicie la combustión; de inmediato introdúcela
en el matraz erlenmeyer donde previamente has puesto 50 mililitros de agua y tapa
la boca del matraz con la franela húmeda. Agita el matraz para que los gases de la
combustión se disuelvan en el agua. Mide el pH de esta solución.
Anota tus observaciones en esta matriz de clasificación:
Carbono
Magnesio
Calcio
Azufre
Apariencia
¿Conduce la electricidad?
¿Es buen conductor de calor?
¿Es maleable?
¿La reacción de su óxido en el agua
produce ácido o base?
Explica las diferencias que encontraste entre:
Carbono y magnesio
Carbono y azufre
Carbono y calcio
Magnesio y azufre
Magnesio y calcio
Calcio y azufre
E0319-Unidad 2.4.indd Sec1:113
6/30/06 3:21:05 AM
¿Cuáles son metales y cuáles son no metales?
La reacción de los óxidos metálicos en agua produce
.
La reacción de los óxidos no metálicos en agua produce
.
2.4.4 Reactividad y propiedades periódicas
La reactividad química, como ya hemos visto, es uno de los factores que se consideraron
para la organización de los elementos en la tabla periódica. ¿La reactividad de los elementos
puede relacionarse con su posición en la tabla periódica? Para que tú mismo lo descubras,
necesitas lo siguiente:
• 5 tubos de ensayo
• Un trozo pequeño de: sodio (pide a tu profesor que te ayude a manejarlo), magnesio y
aluminio
• 1 ml de ácido clorhídrico concentrado
• Una pipeta
• Un mechero Bunsen
• Indicador universal o papel pH
1. Coloca cada elemento en cada uno de los tubos de ensayo.
2. Con mucho cuidado, añade a cada uno de los tubos 1 ml de agua.
3. Anota con cuál o cuáles elementos ocurre la reacción química y cómo lo sabes.
4. Enciende el mechero y calienta con cuidado los tubos en donde no haya ocurrido la
reacción química.
5. Anota con cuál o cuáles elementos sucede la reacción química al calentar.
6. Pide a tu profesor que te ayude a medir el pH de la solución resultante.
7. Elimina el agua de los tubos donde no se haya efectuado la reacción todavía y añade
el ácido clorhídrico.
¿El gas que se desprende es un elemento o un compuesto?
.
¿Cómo se llama?
.
Ordena los elementos que usaste de mayor a menor reactividad.
E0319-Unidad 2.4.indd Sec1:114
6/30/06 3:21:06 AM
¿Puedes decir algo de la reactividad de los elementos químicos según su posición en la tabla
periódica?
Propiedades periódicas de los elementos
Radios atómicos El radio de un átomo se mide como la mitad de la distancia entre los núcleos de una molécula.
Ejemplo: para la molécula de cloro (Cl2).
r
r
Molécula de cloro (Cl2)
• Carga nuclear efectiva (zeff). Es la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones
de la capa externa considerando que los electrones de las capas internas están ejerciendo un efecto de apantallamiento o escudo.
• Carga nuclear real (z). Es la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de la
capa externa considerando que no hay electrones en las capas internas ejerciendo un
efecto de apantallamiento o escudo.
• Efecto de pantalla o escudo. Los electrones de las capas internas ejercen una función de pantalla o escudo protegiendo a los electrones de las capas externas de la
atracción que ejerce el núcleo.
La carga nuclear efectiva experimentada por un electrón en un nivel externo de
energía es menor que la carga nuclear real (Z) debido al efecto de pantalla.
• Comportamiento del radio atómico en un grupo. En un grupo de elementos representativos los radios atómicos aumentan de arriba hacia abajo conforme se añaden
electrones a los niveles de energía superiores.
• Comportamiento del radio atómico en un periodo. Cuando nos movemos de derecha a izquierda en un periodo los radios atómicos de los elementos representativos
aumentan.
Energía de ionización (Ei). También llamada potencial de ionización, se define como la mínima cantidad de energía necesaria para separar el electrón de un átomo unido con menor
fuerza, para formar un ión con carga positiva (1) o catión.
Existen diferentes energías de ionización según el número de electrón que se separa.
• Primera energía de ionización (EI1). Es la cantidad de energía necesaria para separar el primer electrón.
E0319-Unidad 2.4.indd Sec1:115
6/30/06 3:21:06 AM
• Segunda energía de ionización (EI2). Es la cantidad de energía necesaria para separar el segundo electrón.
• Tercera energía de ionización (EI3). Es la cantidad de energía necesaria para separar
el tercer electrón.
• N-ésima energía de ionización (EIn). Es la cantidad de energía necesaria para separar el n-ésimo electrón.
• E3 E2 E2 E.
Siempre es más difícil separar un electrón de un ión cargado positivamente que del correspondiente átomo neutro.
• Los elementos con energías de ionización bajas pierden electrones fácilmente para
formar cationes.
• Comportamiento de la energía de ionización en un grupo. La energía de ionización
aumenta de abajo hacia arriba en un grupo de la tabla periódica.
• Comportamiento de la energía de ionización en un periodo. La energía de ionización aumenta de izquierda a derecha en un periodo de la tabla periódica.
Afinidad electrónica (Ea)
• Es la cantidad de energía absorbida cuando se añade un electrón a un átomo aislado
para formar un ión con carga negativa (1) o anión.
• Los elementos con afinidades electrónicas muy grandes ganan electrones fácilmente
para formar iones negativos (aniones).
• Comportamiento de la afinidad electrónica en un grupo. La afinidad electrónica aumenta de abajo hacia arriba en un grupo de la tabla periódica.
• Comportamiento de la afinidad electrónica en un periodo. La afinidad electrónica
aumenta de izquierda a derecha en un periodo de la tabla periódica (excluyendo a los
gases nobles).
Radios iónicos (ri)
• Los iones simples cargados positivamente (cationes) son siempre más pequeños que
los átomos neutros de los que se forman. Ejemplo: el litio y el catión litio.
Li
r 1.52 A°
E0319-Unidad 2.4.indd Sec1:116
Li
r 0.60 A°
6/30/06 3:21:07 AM
• Los iones simples cargados negativamente (aniones) son siempre más grandes que los
átomos neutros de los que se forman. Ejemplo: el flúor y el anión flúor.
F
F⫺
r ⫽ 0.64 A°
r ⫽ 1.36 A°
• Comportamiento del radio iónico en un grupo. El radio iónico aumenta de arriba
hacia abajo en un grupo de la tabla periódica.
• Comportamiento del radio iónico en un periodo. El radio iónico aumenta de derecha
a izquierda en un periodo de la tabla periódica.
Electronegatividad (x)
• La electronegatividad (EN) de un elemento es una medida de la tendencia relativa
de un átomo a atraer los electrones cuando está químicamente combinado con otro
átomo.
• Los elementos con altas electronegatividades (no metales) a menudo ganan electrones para formar aniones.
• Con frecuencia, los elementos con bajas electronegatividades (metales) pierden electrones para formar cationes.
• El elemento más electronegativo es el flúor.
• El segundo elemento más electronegativo es el oxígeno.
• Comportamiento de la electronegatividad en un grupo. La electronegatividad aumenta de abajo hacia arriba en un grupo de la tabla periódica.
• Comportamiento de la electronegatividad en un periodo. La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un periodo de la tabla periódica.
Resumen
E0319-Unidad 2.4.indd Sec1:117
6/30/06 6:53:22 AM
E0319-Unidad 2.4.indd Sec1:118
6/30/06 3:21:38 AM
(
,ITIO
,I
"ERILIO
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,ANTANO
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3ERIE DEL ,ANTANO
2ADIO
2A
"ARIO
"A
%STRONCIO
#ALCIO
)6 "
))) "
!UMENTA EN
ESTE SENTIDO
EL RADIO ATØMICO
&RANCIO
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#ESIO
#S
2UBIDIO
2B
0OTASIO
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-AGNESIO
3ODIO
.A -G
(IDRØGENO
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-OLIBDENO
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)!
"LOQUE 3
!UMENTAN EN ESTE SENTIDO
LA ELECTRONEGATIVIDAD
AFINIDAD ELECTRØNICA
ENERGÓA DE IONIZACIØN
Evalúate y aplica tus conocimientos
Elige la opción correcta:
1. Las primeras clasificaciones periódicas ordenaban los elementos con base en:
aa) Su masa
b) Su número atómico
b
cc) Su fecha de descubrimiento
2. Mendeléiev usó en su clasificación la valencia de los elementos por medio de:
aa) El color que tenían
b) El tipo de óxidos que formaban
b
cc) Su característica metálica
3. Esta propiedad periódica aumenta en la tabla de izquierda a derecha y de abajo
hacia arriba
aa) Radio atómico
b) Masa atómica
b
cc) Electronegatividad
4. ¿Qué diferencia hay entre la afinidad electrónica y la electronegatividad?
5. Resume las diferencias entre metales y no metales en un mapa conceptual.
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6/30/06 5:58:09 AM
La unión hace la fuerza:
el concepto de enlace
Lo que vamos a
estudiar
3.1
E0319-Unidad 3.indd 122
Sustancias
iónicas,
covalentes y
metálicas
6/30/06 5:58:16 AM
¡Activa tus ideas!
¿Sabes que si le agreg
gas sal a
la mezcla con que tiñe
ñes la ropa
el color será máss duradero?
¿Qué tiene quee ve
ver esto con la
química?
Hay materiales que son
on buenos
conductores de la ele
electricidad.
¿Esto tendrá algo
go que ver con
su estructura
ra q
química?
E0319-Unidad 3.indd 123
6/30/06 5:58:22 AM
3.1 Sustancias iónicas, covalentes y metálicas
Un enlace es
resultado de las
interacciones que
mantienen unidos a
dos átomos.
Un enlace químico es el resultado de la interacción eléctrica entre los núcleos y los electrones de los átomos. Esta interacción consta de tres partes: la repulsión entre los núcleos
(positivos), la repulsión entre los electrones (negativos) y la atracción entre núcleos y electrones. Si los electrones y los núcleos se acomodan en el espacio de tal manera que las atracciones predominen sobre las repulsiones, entonces todas las partículas subatómicas quedan
enlazadas y se dice que hay un enlace químico. Un arreglo típico en el que predominan las
atracciones sobre las repulsiones es cuando dos núcleos quedan inmersos en el dominio de
un par de electrones.
Como puedes ver, hay cuatro atracciones (las aristas del dibujo) contra sólo dos repulsiones (las diagonales del esquema).
E
Cargas iguales
se repelen y cargas
diferentes se
atraen.
P
P
E
En el esquema anterior —producto del trabajo de los científicos— se conocen la distancia
entre los dos núcleos y la región en la que se mueven los dos electrones (sombreado en azul).
Sin embargo, no se sabe su posición exacta, ni cómo se mueven en dicha región.
El enlace como un juego
+
+
+
+
Núcleo
+
+
+
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+
+
+ +
+
+ +
Imagina al enlace químico como un juego en donde los jugadores son los núcleos y el balón... ¡adivinaste!, un pequeño paquete de dos electrones. En este juego gana quien se quede
con el balón; todos los núcleos tratan de apoderarse de él y como siempre, gana el más
fuerte. La fuerza de los núcleos depende de la combinación de su tamaño y de la cantidad de
cargas positivas que tengan (uno muy pequeño, pero con mucha carga, puede ser más fuerte
que uno grande con escasa carga).
Si dos jugadores de fuerzas muy similares se encuentran, ambos se quedan
unidos al balón, o sea, a los electrones, y forman una nueva especie quíElectrones
mica llamada molécula. Si te das cuenta, cada jugador quisiera el balón para
él solo, pero como no se lo puede quitar al otro, pues ninguno lo suelta. Si el
balón está en juego entre dos competidores de fuerzas muy diferentes, el más
fuerte lo retendrá, pero el otro intentará arrebatárselo continuamente. Como
+
quien dice, nunca se da por vencido.
+ +
+
+
+ + + +
Si en lugar de dos jugadores hay 100 (por decir algo), 50 con balón y 50
+
sin él, la analogía es más ilustrativa: los que no tienen balón se acomodan
Núcleo
de tal modo que todos sus vecinos tengan balón. En el arreglo más simple,
habría un jugador con balón seguido de otro sin balón y luego otro “con” y el
que sigue “sin”, etcétera.
+
Otra posibilidad sería la del mundo de los pobres: Si tenemos 100 juga+
+
+ + +
+ +
dores pero sólo 10 balones, entonces, cada vez que alguien tiene un balón,
+ +
inmediatamente es rodeado por alguno de los otros nueve que no lo tienen
6/30/06 5:58:30 AM
para tratar de quitárselo. En este caso, si todos los jugadores tienen la misma fuerza, cada
balón pasa por todos ellos; en consecuencia, los competidores permanecen unidos por esos
pocos balones que hay que compartir.
Si observas con atención, hay un fenómeno único: la atracción de los jugadores por los
balones, y si tuvieran carga eléctrica, las repulsiones jugador-jugador y balón-balón. Las
diferencias de los arreglos son de cantidad, pero no de tipo.
¿Qué hace que unas sustancias sean iónicas, covalentes y metálicas?
Encuentra en el texto el tipo de arreglo que corresponde a las sustancias iónicas, covalentes y metálicas, y subráyalo con diferentes colores. Enseguida, discútelo con tu grupo y
prepara una exposición que explique claramente las interacciones que dan origen al enlace
químico y las diferentes sustancias.
Clasificación de las sustancias según su conductividad
Un ión es una
especie con carga.
Mononuclear:
especie de un solo
núcleo.
Polinuclear:
especie de varios
núcleos.
Antes de tener un modelo de enlace químico, los científicos tuvieron la necesidad de clasificar las sustancias de acuerdo con sus propiedades.
Conductividad eléctrica en solución acuosa (o en estado líquido a altas temperaturas). Esta propiedad permite clasificar a las sustancias en iónicas o covalentes. Las sustancias iónicas no conducen la electricidad en estado sólido; sin embargo, la mayoría de ellas la
conducen en solución acuosa. No todas las sustancias iónicas se disuelven en agua, en cuyo
caso no se puede determinar si conducen la electricidad en solución acuosa o no. Lo que
sí se cumple siempre es que todas las sustancias iónicas conducen la electricidad en estado
líquido. Claro que para fundirlas se requiere elevar la temperatura cientos de grados por encima de las condiciones ambientales. El comportamiento de las sustancias iónicas se debe a
la presencia de iones —moléculas mononucleares o polinucleares con carga eléctrica— que,
en solución acuosa o en estado líquido, pueden moverse para transportar la electricidad.
Observa que ninguna sustancia covalente es iónica; es decir, las metálicas, las covalentes
moleculares, así como las covalentes no moleculares son covalentes.
I
Iónico
⫽ metálico
⫽ iónico
⫽ Covalente
molecular
CNM ⫽ Covalente no
molecular
-ET
-ETÈLICO
Met
I
CM
)
CM
Covalente
Met
CNM
.O METÈLICO
#.-
#-
Conductividad eléctrica en estado sólido (o líquido) bajo condiciones ambientales.
Esta propiedad permite clasificar a las sustancias en metálicas o no metálicas. Las sustancias metálicas conducen la electricidad en estado sólido (excepto el mercurio, todos los
metales son sólidos bajo condiciones ambientales). Esto se debe a que la atracción entre
los núcleos metálicos y el “mar de electrones” no es lo suficientemente fuerte, para impedir
que los electrones se muevan bajo una diferencia de voltaje eléctrico.
Las sustancias no metálicas son las covalentes moleculares, las iónicas y las covalentes
no moleculares. Los enlaces de estas sustancias, impiden el movimiento de los electrones
aun con un cambio de voltaje.
E0319-Unidad 3.indd 125
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Bajos puntos de fusión. Esta propiedad permite separar las sustancias en moleculares
y no moleculares. Las sustancias moleculares suelen tener puntos bajos de fusión y de ebullición. Esto se debe a que están formadas por moléculas que casi no interactúan entre sí, es
decir, moléculas sueltas o independientes. A las sustancias formadas por redes gigantescas
de moléculas, átomos o iones se les llama no moleculares.
#-
⫽ metálico
⫽ iónico
⫽ Covalente
molecular
CNM ⫽ Covalente no
molecular
Met
I
CM
#.-
.O MOLECULAR
)
-ET
Piensa y explica
Sustancias extraterrestres
En el año 2016, por primera ocasión en la historia, México ha enviado una misión
espacial a Europa, la luna más interesante de Júpiter. Y tú formas parte del equipo,
pues eres el químico de la expedición. Al descender sobre Europa, los astronautas
encuentran las ruinas de una ciudad similar a las existentes en la Tierra durante
el siglo XX. Uno de los edificios menos dañados es un laboratorio químico. Afortunadamente, el inmueble está prácticamente intacto. Allí encuentran una enorme
cantidad de sustancias aparentemente creadas por los nativos de Europa en dicho
laboratorio. En una de las gavetas descubren el inventario de las sustancias, escrito en lenguaje extraterrestre, con su nombre y con unas cuantas características de
cada una de ellas. Luego de descifrar el documento te entregan una hoja donde
aparecen los datos de las primeras seis sustancias. Tu labor es aplicar tus conocimientos para clasificar las sustancias extraterrestres.
Nombre
Conductividad Conductividad Conductividad
eléctrica en
eléctrica en
eléctrica en
estado sólido solución acuosa estado líquido
Temperatura
de fusión
Agniuro
sí
no
sí
Alta
Centaurita
no
no
no
Alta
Galaxina
no
no
no
Baja
Inarol
no
no
sí
Alta
Meraquio
no
sí
sí
Alta
Rigelina
sí
no
sí
Baja
Clasificación
Conclusión:
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A continuación se muestra un esquema que conduce a la clasificación de sustancias a
partir de la dicotomía iónico-covalente.
Bajo p.f.
ac
liq
Covalente molecular
Metálica
Covalente no molecular
Iónica
% C.I.
Síí No bajo p. f. ⫽ funde a baja temperatura
ac
⫽ conduce la electricidad en
solución acuosa
⫽ conduce la electricidad bajo condiciones ambientales
liq
⫽ conduce la electricidad, una vez
fundido
Haciendo ConCiencia
Utiliza el diagrama de flujo de arriba para clasificar en el laboratorio las siguientes sustancias:
acetato de sodio
azúcar
benzofenona
cloruro de sodio
cobre
hidróxido de calcio
hierro
sílice
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Pistas:
1. Determina el punto de fusión de cada sustancia. Si no cuentas con un aparato para
determinar el punto de fusión, busca los datos en la bibliografía.
2. Verifica la conductividad eléctrica de cada sustancia a temperatura ambiente.
3. Verifica la conductividad eléctrica de cada sustancia en solución acuosa.
4. Plantea la necesidad de realizar otro experimento para clasificar adecuadamente cada
sustancia.
Si
SiCL 4
co
táli
te
len
va
Co
P4
PCL 3
Al
ALCL 3
Mg
MgCL 2
NaCL
Iónico
S8
Me
Co
va
len
te
Ión
ico
Covalente
Cl 2
Cl2
S2Cl 2
Na
NaCL Na 3 P NaAL Na
Na2 S NaSi Na Mg Metálico
Todos los enlaces que ocurren en la naturaleza se sitúan en algún lugar entre estas tres
situaciones extremas, como se puede apreciar en la figura para varias sustancias que contienen elementos del tercer periodo de la tabla periódica.
En cada arista, el enlace en los compuestos de cada elemento del tercer periodo con cloro
muestra un cambio gradual desde un extremo hasta el otro.
Metálico
Iónico
Resumen
Sustancias
I
Iónicas
C
Covalentes
No metálicas
Metálicas
Moleculares
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Covalentes no
moleculares
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Evalúate y aplica tus conocimientos
Usa lo que has aprendido para elegir la opción correcta.
Falso
Verdadero
Todas las sustancias iónicas se disuelven en agua.
Todas las sustancias orgánicas son covalentes.
Los metales no son covalentes.
Todas las sustancias metálicas son sustancias elementales.
Las aleaciones metálicas no son una sola sustancia.
Todas las sustancias covalentes son insolubles en agua.
Todas las sustancias covalentes son moleculares.
Todas las sustancias no moleculares son covalentes.
Todos los metales son sólidos a temperatura ambiente
(T amb).
Todos los sólidos son covalentes no moleculares.
Todas las sustancias iónicas son sólidas a (T amb).
Todas las sustancias covalentes no moleculares son
sólidas a (T amb).
Ninguna sustancia covalente molecular es
sólida a (T amb).
Todas las sustancias inorgánicas son iónicas.
Las sustancias no moleculares son exclusivamente las
iónicas y las metálicas.
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6/30/06 5:58:40 AM
El modelo de
enlace iónico
Lo que vamos a
estudiar
3.2
El modelo de
enlace iónico
3.2.1 Lewis y la regla
del octeto
3.2.2 Estructuras de
Lewis
3.2.3 Formación
de iones y las
propiedades
periódicas
3.2.4 Otras
propiedades de
los compuestos
iónicos
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6/30/06 6:05:39 AM
¡Activa tus ideas!
¿Sabías que un mon
onolito es
una piedra de una
a sola pieza
y una de las más
ás grandes está
en Río de Jan
Janeiro, Brasil?
¿Sabías que el colorr de los
cristales de una es
esmeralda
están dados por cier
ertas impurezas que contiene
ene en cantidades específi
ficas
cas?
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6/30/06 6:05:44 AM
3.2 El modelo de enlace iónico
El agua es un mal conductor de la electricidad; sin embargo, todos los aparatos eléctricos muestran una leyenda de advertencia.
¿Por qué puedes electrocutarte?
Existen estructuras químicas en las que muchos millones de iones de carga
opuesta interactúan eléctricamente. A las sustancias con este tipo de estructura se
les llama iónicas. El modelo de enlace que explica sus propiedades es el iónico.
Entonces, en un enlace la interacción entre las cargas cumple con la ecuación de
Coulomb que se estudia en física
F=
kQ
Q1Q2
r2
3.1
donde k es la constante de proporcionalidad y es igual a 9E9 Jm/C2, Q1 y Q2 son las cargas y
r es la distancia entre partículas.
La ley de Coulomb establece que la energía potencial que resulta de la interacción de dos cargas es directamente
proporcional al producto de las cargas, e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que las separa.
Conexión al mundo
El ejemplo que todos conocemos de compuesto iónico es el formado por el ión cloruro y el
ión sodio; el sodio es un metal de color plateado que reacciona violentamente con el agua;
el cloro es un gas verde muy venenoso.
Cuando los iones de estos elementos químicos se enlazan forman un compuesto inofensivo que ingerimos todos los días: cloruro de sodio. Ahora, investiga el nombre, la fórmula y
las propiedades de otro compuesto iónico que sea útil e importante en tu vida diaria.
La interacción entre iones positivos y negativos da origen a las denominadas sustancias
iónicas. Un compuesto siempre es eléctricamente neutro.
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Los electrones de valencia
Para que una
especie neutra sea
iónica debe ganar o
perder electrones.
Si la especie tiene
más electrones
que protones, será
un anión. Si tiene
menos electrones
que protones es un
catión.
En la segunda unidad revisamos el concepto de valencia y analizamos la forma en que Mendeléiev lo utilizó para organizar los elementos en la tabla periódica. Originalmente, la valencia indicaba con cuántos átomos podría combinarse un elemento para dar lugar a un
compuesto.
El concepto de valencia ha sufrido muchos cambios a lo largo de la historia y en la actualidad coexisten diversas definiciones. Investiga y escribe aquí las que encuentres:
Piensa y explica
Observa detenidamente el siguiente esquema. Discute con tu grupo a qué definición de electrones de valencia corresponde el modelo.
A Li (He) 2s1
F (He) 2s22p5
Li 1s2 (o [He])
F (He) 2s22p5 (o [He])
B Li
F
Li
F
1s 2s
2p
1s
2s
2p
1s 2s
1s
2s
2p
Li F
Li F
C
2p
3.2.1 Lewis y la regla del octeto
Los electrones
de valencia son
los más externos
de un átomo.
Asimismo, son los
responsables de los
enlaces químicos.
El que los gases
nobles tengan
su última capa
electrónica llena,
les confiere una
gran estabilidad.
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El esquema anterior representa un modelo simple propuesto por el químico estadounidense
Gilbert Newton Lewis y el físico alemán Walter Kossel. El modelo simboliza los electrones
externos, o electrones de valencia, como puntos.
Para entender más sobre este modelo analizaremos el trabajo original: The Atom and the
Molecule; Journal of the American Chemical Society, V 38, 1916, páginas 762-786.
Lewis propone la teoría del átomo cúbico, a la cual representa de la siguiente manera:
Li
Be
B
C
N
O
F
Observa que los círculos representan los electrones de valencia de cada átomo neutro.
Nota que todos los elementos que Lewis y Kossel utilizan para su modelo son representativos.
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Piensa y explica
Ubica en la tabla periódica a cada uno de los elementos incluidos en el esquema
del artículo. Discute con tus compañeros sobre la relación que existe entre la posición de esos elementos en la tabla y sus electrones de valencia.
Ocho por ocho
Para ambos científicos, al combinarse con otros, los átomos tienden a alcanzar en su última
capa electrónica ocho electrones. ¡Exacto! Es el número de electrones de valencia de los
gases nobles.
A
C
B
Según el modelo, representado por la parte central del cubo, cada átomo queda rodeado
por ocho círculos.
3.2.2 Estructuras de Lewis
Las estructuras de Lewis consisten en representar el núcleo del átomo y los electrones internos con el símbolo del elemento, y los electrones de valencia con puntos alrededor de éste.
A continuación se muestra una tabla con algunos elementos y su correspondiente representación simbólica de Lewis.
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
VIIIA
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
N
Si
P
S
Cl
N
K
Ca
H
Haciendo ConCiencia
Para hacer estructuras de Lewis toma en cuenta los siguientes puntos:
a) Los enlaces están compuestos por pares de electrones.
b) No todos los átomos siguen la regla de Lewis.
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c) Dibuja primero los enlaces sencillos antes de buscar los enlaces dobles o triples.
d) Es posible que haya más de una forma correcta de escribir una molécula con estructuras de Lewis.
e) Como en todo, la práctica hace al maestro.
Piensa y explica
Empecemos poco a poco: dibuja los electrones de valencia correspondientes a la
capa de valencia de los siguientes elementos, según las estructuras de Lewis:
Br
P
S
Al
C
O
Mg
Si
Cl
Na
Ar
Li
Ahora generalicemos, completa la siguiente tabla:
Familia química
Núm. de electrones Estructura general
de valencia
de Lewis
Metales alcalinos o grupo I A
1
Metales alcalinotérreos o grupo II A
2
Familia 13 o grupo III A
3
Familia del carbono o grupo IV A
4
Familia del nitrógeno o grupo V A
5
Familia 16 o grupo VI A
6
Halógenos o grupo VII A
7
Gases nobles o grupo VIII A
8
Ejemplo 3.1
De esta forma, podemos empezar con algunos ejemplos.
1) CO2
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Dióxido de carbono:
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Dibujamos los átomos involucrados en el compuesto con su simbología de Lewis:
O
C
O
Orientamos los electrones para que formen el enlace:
O
C
O
Finalmente, unimos los electrones de enlace formados por pares de electrones y
los dibujamos como líneas:
OⴝCⴝO
Ejemplo 3.2
N2 nitrógeno molecular
N
NⴝN
N
Ejemplo 3.3
O2 oxígeno molecular
O
O
En los siguientes ejemplos, no todos los átomos cumplen con la regla del octeto.
Ejemplo 3.4
CH2ClF
Cl
H
C
F
H
Ejemplo 3.5
H3PO4
O
H
O
P
O
H
O
H
Nota: Dado que el fósforo es pentavalente, tiene que formar un doble enlace con alguno
de los oxígenos.
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Ejemplo 3.6
(SCN)2
N
C
S
S
C
N
¡Ahora tú!
1) (CN)2
2) HCOOH
3) CH3CHO
Piensa y explica
¿Por qué crees que los químicos dicen que los electrones de valencia son los
principales responsables del enlace químico? Discútelo con tu grupo y tu profesor
y anota aquí sus conclusiones.
El número
atómico está
determinado por el
número de
protones
del átomo.
¡El número de
protones nunca se
modifica!
Completa el siguiente cuadro comparativo:
Ión
Núm. de
protones
Núm. de
electrones
¿Cuántos
electrones
ganó o perdió?
Gas noble
al que se
parece
Na
11
10
Perdió 1
Neón
Mg2
12
Perdió 2
O2
Ganó 2
Cl
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18
35
36
15
18
Rb
36
I
54
Ganó 1
Argón
Perdió 1
Kriptón
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3.2.3 Formación de iones y las propiedades periódicas
Como ya mencionamos antes, la regla del octeto se basa en la tesis de que una estructura
molecular es mucho más estable cuando cada átomo tiene alrededor de ocho electrones.
Mientras Kossel se refiere a la formación de iones para completar el octeto, Lewis abre la
posibilidad de que los átomos compartan electrones. Por esta razón, a Kossel se le conoce
como el padre del enlace iónico y a Lewis como el del enlace covalente.
¿Por qué un átomo pierde electrones con tanta facilidad en relación con otro? ¿Por qué
se dice que los no metales tienen mayor facilidad para formar aniones? Si echas un vistazo
a la unidad anterior, dentro de las propiedades periódicas encontrarás una en particular que
explica esta tendencia. ¡Exacto! Hablamos de la electronegatividad.
Decrece el tamaño atómico
Aumenta la energía de ionización
Aumenta la electronegatividad
Decrece la electronegatividad
Decrece la energía de ionización
Aumenta el tamaño atómico
La
electronegatividad
es la capacidad
de un átomo para
atraer los electrones
en un enlace.
Tendencia de las propiedades periódicas.
Piensa y explica
Figúrate que haces reaccionar un metal del tercer periodo, por ejemplo el sodio,
con un no metal del mismo periodo; digamos el cloro. Dado que el sodio tiene
una menor electronegatividad que el cloro, éste formará el anión Cl el sodio, el
catión Na
¿Na y Cl son especies isoelectrónicas?
Cl
Na
0.97 Å
1.81 Å
Explica brevemente por qué Cl tiene un mayor radio iónico que Na.
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¿Qué diferencia habría en el tamaño del catión si ahora haces reaccionar al cloro
con otro metal, con el rubidio por ejemplo?
Cl
Rb
1.47 Å
La fuerza de
una interacción
electrostática
está dada por
la ecuación de
Coulomb.
F=
KQ1Q2
d2
1.81 Å
¿Qué interacción será más fuerte? Explica con claridad.
Cl
Cl
Na
Rb
d1
d2
d1 dr2
3.2.4 Otras propiedades de los compuestos iónicos
Como seguramente ya lo has descubierto, el enlace iónico es más fuerte para compuestos
que tengan iones de cargas elevadas y un tamaño pequeño.
Cuando muchos de estos iones se acomodan en una estructura; la atracción entre los
iones de cargas diferentes vence a la repulsión de iones con cargas iguales, formando así un
enlace iónico fuerte y multidireccional.
Todos los compuestos iónicos forman sales. El arreglo de estos iones está dado por lo
que se conoce como celdas unitarias; éstas son un acomodo específico para cada ión. Por
ejemplo, si te fijas bien en un grano de sal, éste tiene la forma de un cubo. Existen diferentes
tipos de arreglos cristalinos para los compuestos iónicos.
a
En la estructura del NaCl cada
átomo de sodio está rodeado por
seis átomos de cloro y viceversa
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Conexión al mundo
Los iones tienen una función central, no sólo en química, sino también en biología. El movimiento de iones es fundamental para los latidos del corazón, para la contracción muscular y
para determinar el tamaño de muchas células. En particular, las señales eléctricas mediante
las cuales se comunican las neuronas son originadas por movimientos de iones. Los iones
fundamentales para la propagación de señales eléctricas en el cerebro son sodio, potasio,
cloruro y calcio.
Neurona
Resumen
Los símbolos o estructuras de Lewis son la
representación de los electrones de valencia de un
átomo. La regla que por lo general siguen los átomos
para compartir sus electrones de valencia es la regla
del octeto, la cual es un intento de aproximación a la
configuración electrónica de un gas noble.
ESTRUCTURAS
DE LEWIS Y REGLA
DEL OCTETO
ENLACE IÓNICO
Definición: Es la unión de dos o más átomos cuando
se da la transferencia de electrones de un metal a
un no metal para formar iones, los cuales se unen
principalmente por interacciones electrostáticas.
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Las propiedades principales que nos ayudan a
elucidar las características del enlace iónico son:
electronegatividad, energía de ionización y tamaño
atómico.
Propiedades
periódicas
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Evalúate y aplica tus conocimientos
1. Explica con base en las propiedades periódicas cuál de los siguientes compuestos tiene el punto de fusión más alto.
NaF, NaCl, NaBr, NaI
DATOS:
NaF tiene un punto de fusión de 993º C
NaCl tiene un punto de fusión de 801º C
NaBr tiene un punto de fusión de 753º C
NaI tiene un punto de fusión de 662º C
2. ¿Qué fuerza de interacción será más fuerte? ¿La del ión Ca2 con F o con I ?
Justifica con cálculos.
3. ¿Qué relación crees que tiene la electronegatividad de las sustancias iónicas
con la fuerza del enlace?
4. Escribe tres sustancias iónicas que uses en tu vida cotidiana.
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El modelo de
enlace covalente
H
(a)
Lo que vamos a
estudiar
109.5 0
C
H
3.3
H
El modelo de
enlace covalente
3.3.1 Electronegatividad
y tipos de enlace
3.3.2 Geometría
molecular y
polaridad
H
(b)
109.5 0
(c)
E0319-Unidad 3.3.indd Sec1:142
6/30/06 6:28:40 AM
Document1
6/30/06
7:34 AM
Page 13379
¡Activa tus ideas!
¿Qué diferenciaa ob
observas entre
esta fotografía
rafía y la de abajo?
Bloque S
18
tido
en este sen
Aumentan
egatividad.
la electron
trónica,
afinidad elec zación.
ioni
de
energía
VIII-A
Bloque S
13
B
2
4
Li
3
13
2
Bloque D
Be
Al
12
11
10
9
35
_2
4
_6
34
Ne
Neón
20.1797
0
18
Ar
Cl
Cloro
35.453
0
10
-1
F
Flúor
18.9984032
+_1
17
3
5
7
S
Azufre
32.065
Fósforo
30.973761
+_3
5
33
Silicio
28.0855
Aluminio
26.981538
3
II-B
9
O
Oxígeno
15.9994
+2
_4
_6
16
P
Si
-1
+_2
-
8
N
Nitrógeno
14.0067
+_3
15
4
_5
4
14
+1
+- 2
+_3
_5
7
C
Carbono
12.0107
Boro
10.811
II-A
2
+_4
-
6
3
5
+1
-
H
Hidrógeno
1.00794
1
3
IV-A
III-A
1
I-A
1
1
Helio
4.002602
VII-A
VI-A
V-A
He
17
16
15
14
0
2
Bloque P
Argón
39.948
+_1
3
5
2
_4
6
36
Kr
Br
32
As Se
Ga Ge
54
53
52
51
I Xe
24
3
50
Fe
23
49
Sb Te
22
48
21
47
V Cr Mn
In Sn
20
46
86
19
45
85
Sc Ti
Ag Cd
44
84
Ca
Pd
83
K
Rh
At Rn
42
4
82
Ru
41
81
Bi Po
40
80
Mo Tc
39
Pb
79
Nb
Tl
38
78
118
37
Hg
77
117
Y Zr
76
116
Pt Au
75
115
Rb Sr
74
Uus Uuo
5
114
Os Ir
73
113
72
Uup Uuh
112
q
W Re
57
Uu
111
t
Ta
56
Uu
110
55
Uub
109
La Hf
108
Ds Rg
107
Cs Ba
106
6
Hs Mt
105
104
Sg Bh
89
Db
88
87
Ac Rf
71
Bloque F
70
Fr Ra
69
7
68
Yb Lu
67
66
Er Tm
65
64
Dy Ho
63
103
62
102
Gd Tb
61
101
Lr
60
100
Sm Eu
59
99
58
Md No
98
Nd Pm
Fm
97
Pr
96
Ce
Cf Es
95
Lantano
94
Cm Bk
93
Serie del
92
Pu Am
91
90
U Np
Pa
Th
o atómico
del Actinio
2
Berilio
9.012182
Litio
6.941
11
1
12
2
Sodio
22.989770
1
Calcio
40.078
Potasio
39.0983
2
1
Rubidio
85.4678
1
Cesio
132.90545
1
Francio
( 223 )
3
_4
Zirconio
91.224
Itrio
88.90585
Estroncio
87.62
3
_4
3
2
2
Radio
( 226 )
3
Actinio
( 227 )
Cromo
51.9961
2
3
4
5
_6
Molibdeno
2
3
4
5
_6
Tungsteno
183.84
Seaborgio
( 266 )
Dubnio
( 262 )
Cerio
140.116
3
E0319-Unidad 3.3.indd Sec1:143
3
_4
Torio
232.0381
3
7
Praseodimio
140.90765
3
4
_5
Protactinio
231.03588
Rodio
102.90550
2
_3
_4
5
6
Iridio
192.217
2
2
_3
3
Samario
150.36
Prometio
( 145 )
Neodimio
144.-24
3
4
5
_6
Uranio
238.02891
Platino
195.078
3
4
_5
6
Neptunio
( 237 )
Aumentan
3
_4
5
6
Plutonio
( 244 )
1
2
Roentgenium
( 272 )
Darmstadio
( 281 )
2
_3
Europio
151.964
2
_3
4
5
6
Americio
( 243 )
_3
4
Gadolinio
157.25
_3
4
Terbio
158.92534
Curio
( 247 9
tido el radi
en este sen
_3
4
Berkelio
( 247 )
2
_3
4
Disprosio
162.500
2
_3
Californio
( 251 )
Telurio
127.60
2
_4
3
Holmio
164.93032
_3
Einstenio
( 252 )
Erbio
167.259
2
_3
Fermio
( 257 )
2
Radón
( 222 )
Ununoctio
Ununseptio
2
_3
3
2
4
_6
8
Xenón
131.293
Astato
( 210 )
Ununhexio
Ununpentio
Criptón
83.796
+_1
5
7
Yodo
126.90447
+_1
5
Polonio
( 209 )
Bismuto
208.98038
Ununquadio
( 289 )
Ununutnio
-2
_4
_6
Antimonio
121.760
+_3
5
Plomo
207.2
Talio
204.3833
Ununbio
( 285 )
2
_3
2
_4
1
3
Mercurio
200.59
Oro
196.96655
Estaño
118.710
Indio
114.818
Cadmio
112.411
1
3
2
4
3
2
1
2
4
Bromo
79.904
Selenio
78.96
Arsénico
74.92160
+_3
5
Germanio
72.64
Galio
69.723
Zinc
65.409
Plata
107.8682
Paladio
106.42
Meitnerio
( 268 )
Hassio
( 277 )
Bohrio
( 264 )
2
_3
4
_3
4
3
Serie
Osmio
190.23
Renio
186.207
6
5
4
Rutherfordio
( 261 )
2
3
4
5
6
_7
2
3
_4
5
6
Rutenio
101.07
3
_4
6
2
_4
31
Zn
Cobre
63.546
Niquel
58.6934
_2
4
Cobalto
58.933200
2
_3
4
Hierro
55.845
2
30
Cu
Ni
Co
1
_2
29
_2
3
28
_2
3
27
2
3
26
Tecnecio
( 98 )
95.94
Tantalio
180.9479
Hafnio
178.49
Lantano
138.9055
Bario
137.327
2
3
4
5
6
_7
Manganeso
54.938049
4
5
43
6
_7
25
2
3
-6
Vanadio
50.9415
_2
3
4
_5
Niobio
92.90638
4
_5
Titanio
47.867
Escandio
44.955910
3
VIII-B
VII-B
VI
2
_3
_4
5
2
3
_4
3
2
8
7
6
V-B
IV-B
III-B
Magnesio
24.3050
5
4
3
Na Mg
I-B
Tulio
168.93421
3
Mendelevio
( 258 )
2
_3
3
Lutecio
174.967
Iterbio
173.04
2
_3
Nobelio
( 259 )
3
Laurencio
( 262 )
¿Por qué crees quee la electronegatividad sigue
ue la tendencia
mostrada en la figura?
6/30/06 6:28:46 AM
Document1
6/30/06
7:34 AM
Page 13380
3.3 El modelo de enlace covalente
Con frecuencia, es difícil entender las interacciones entre moléculas que no forman iones
como el hidrógeno H2.
Cuando dos átomos de hidrógeno se acercan, el protón de cada uno atrae al electrón
del otro. Estas fuerzas atractivas mantienen muy cerca a los átomos; sin embargo, también
existen fuerzas repulsivas entre los electrones y los protones de ambos átomos. Se le llama
longitud de enlace a la distancia donde la fuerza de atracción es mayor que la fuerza de
repulsión.
+1
Las moléculas biatómicas
homonucleares pueden
explicarse con el modelo
de enlace covalente
H
+1
H
El modelo de enlace covalente
Para saber si
estas especies
son iónicas o no,
debemos conocer
su conductividad.
Si esta sustancia
no conduce la
electricidad en
estado sólido,
no es un metal.
Si esta sustancia
al fundirse no
conduce, no es un
compuesto iónico.
En este tipo de enlace, la atracción entre los dos protones y los dos electrones es idéntica; es
decir, ambos átomos comparten sus electrones. Esta interacción es conocida como enlace
covalente.
En este tipo de enlace, los átomos involucrados tienen una capacidad similar para atraer
a los electrones del enlace.
Como ya lo dijimos, si tenemos una sustancia sólida con un alto punto de fusión es posible suponer que está formada por una red tridimensional con enlaces multidireccionales
entre las especies que la forman.
El ejemplo más conocido de una red covalente es el diamante, en el cual cada átomo de
carbono se encuentra unido a otros cuatro. Cada átomo de carbono tiene cuatro electrones
en su capa de valencia, de manera que si sus cuatro vecinos comparten un electrón con él,
todos completan el octeto.
Conexión al mundo
Además de ser diamante, el carbono elemental existe en otras formas que corresponden a
diferentes arreglos entre sus átomos: grafito, carbón amorfo y fullereno.
En el grafito, cuyo punto de fusión es semejante al del diamante, los átomos de carbono
se encuentran dispuestos en capas de anillos hexagonales interconectados como se muestra
en la figura de arriba.
En este caso, cada átomo de carbono se encuentra unido a otros tres con una distancia
corta de 1.42 A°, mientras que la distancia entre las capas es de 3.41°. Esta estructura de
E0319-Unidad 3.3.indd Sec1:144
6/30/06 6:28:55 AM
Document1
6/30/06
7:34 AM
Page 13381
capas es la que hace que el grafito —del que está hecha la punta de los lápices—
— se deposite fácilmente sobre el papel o nuestros dedos, ya que las capas se deslizan fácilmente una sobre otra.
Grafito
Una molécula
diatómica es
aquella que está
formada por dos
átomos.
Los gases nobles: helio, neón, argón, criptón, xenón, radón, se constituyen por átomos aislados porque no requieren compartir electrones entre dos o más átomos debido a que en su
capa de valencia tienen ocho electrones, lo que les da su gran estabilidad e inercia.
En cambio, otras sustancias elementales gaseosas siempre están formando moléculas
diatómicas: F2, H2, O2, Cl2, I2, Br2.
En los halógenos, cada átomo tiene siete electrones en su capa de valencia. Por ejemplo,
si cada átomo de flúor comparte su electrón impar con otro átomo del mismo elemento,
ambos tendrán ocho electrones a su alrededor y se habrá formado un enlace covalente con
esos dos electrones que comparten ambos átomos.
F
F
F F
De igual manera puede plantearse el modelo de Lewis para explicar la formación de la
molécula de oxígeno.
O O
O O
o bien
O
O
Para que cada uno de los dos átomos de oxígeno complete un octeto de electrones es
necesario que compartan dos pares electrónicos. A esto se le conoce como doble enlace.
Piensa y explica
En el caso de la formación de enlaces múltiples, es posible tener también varias
posibilidades para la estructura de Lewis.
Observa las siguientes estructuras para el N2 y señala la correcta.
N
N
N
N
N
N
¿Cómo sabes que es la correcta? Sugiere un debate en tu grupo para discutir sus
criterios. Anota aquí su conclusión.
E0319-Unidad 3.3.indd Sec1:145
6/30/06 6:29:00 AM
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6/30/06
7:34 AM
Page 13382
Haciendo ConCiencia
Método general para obtener estructuras de Lewis
• Observa el tipo y el número de átomos que tiene el compuesto a partir de su fórmula
química.
• Determina el número de electrones de valencia que tiene cada átomo; para esto
puedes utilizar su posición en la tabla periódica. Asimismo, con esta información
conoces el número total de electrones de valencia que vas a utilizar para construir
la estructura de puntos.
• Dibuja una propuesta de esqueleto para el compuesto. Para ello une los átomos
presentes con líneas rectas, las cuales representan pares de electrones compartidos, o sea, enlaces sencillos. Este paso puede resultar difícil, ya que no es común
contar con suficiente información para esbozar el esqueleto. Sin embargo, y a
menos que tengas alguna otra información, asume que en moléculas sencillas
que tienen un átomo de un elemento y varios átomos de otro, el átomo único está
en el centro.
• Coloca los puntos alrededor de los átomos, de tal manera que cada uno tenga
ocho electrones (para cumplir con la regla del octeto). Recuerda que el hidrógeno
es una excepción y tan sólo tendrá dos puntos.
• Verifica que el número total de electrones de valencia esté plasmado en tu estructura. Si no es el caso, posiblemente se trate de un compuesto que no satisface la
regla del octeto.
Si seguimos las reglas, podríamos determinar la estructura del cloroformo, CHCl3. Este
compuesto cumple con la regla del octeto.
Molécula
Elemento
Electrones
y número de valencia de
de átomos
cada átomo
Número total
de electrones de
valencia
Estructura Arreglo de
del esqueleto los puntos
C144
CHCl3
C1
C4
H
H111
Cl
Cl
E0319-Unidad 3.3.indd Sec1:146
H1
H1
Cl 3 7 21
Cl 3
Cl 7
TOTAL 26
Cl
H
Cl C Cl
Cl
6/30/06 6:29:03 AM
Document1
6/30/06
7:34 AM
Page 13383
Piensa y explica
Completa la tabla de determinación de la estructura de Lewis para el CO2.
Molécula
Tipo y
Electrones
número
de valencia
de átomos
de cada
que forman
átomo
la molécula
Número total Estructura Arreglo de
de electrones
del
los puntos
de valencia esqueleto
C
C
C144
O
O
O 2 6 12 O — C — O
CO2
TOTAL 16
Haciendo ConCiencia
¿Con melón o con sandía?
Existen compuestos estables que tienen un átomo central 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, completan seis electrones a su alrededor
F
F
B
F
¿Cómo tendrías que escribir la estructura de Lewis del BF3 para completar el octeto?
Sin embargo, la evidencia experimental indica que los enlaces entre el boro y el flúor
son sencillos.
¿Con qué te quedas? Tienes para elegir la evidencia experimental o la teoría de Lewis.
Discute con tu grupo y expongan sus razones. Escribe aquí sus conclusiones:
E0319-Unidad 3.3.indd Sec1:147
6/30/06 6:29:05 AM
Document1
6/30/06
7:34 AM
Page 13384
3.3.1 Electronegatividad y tipos de enlace
Trabajamos con
modelos, lo cual
implica que son
simplificaciones y
tienen excepciones.
Como mencionamos en la segunda unidad, la escala más usada para medir electronegatividades se basa en una desarrollada por Linus Pauling.
En el enlace covalente se cree que dos factores contribuyen a la fuerza del enlace. Uno
de ellos es el enlace covalente entre los átomos. El otro es la unión adicional que se produce
por la atracción entre los extremos, cargados de manera opuesta, del enlace dipolo. Entonces,
laa fuerza extra del enlace se atribuye a la unión adicional. Pauling utilizó este concepto para
desarrollar su tabla de electronegatividades.
Por lo tanto, la polaridad de un enlace se basa en la diferencia de las electronegatividades
entre los dos átomos unidos por el enlace. Si la diferencia es pequeña, el enlace será relativamente no polar; pero si es grande, el enlace será polar. Si la diferencia en la electronegatividad es muy grande, el par de electrones se concentrará casi en forma exclusiva alrededor
del átomo más electronegativo; así, el enlace será iónico.
El grado del carácter iónico del enlace, según sea medido por la cantidad de la carga
soportada de los átomos en cada extremo, podrá variar desde cero hasta 100%, dependiendo
de las electronegatividades de los átomos unidos.
Para esta escala, el enlace de dos átomos que tengan una diferencia de electronegatividades mayor a 1.7 se considera enlace iónico, mientras que en una diferencia que fluctúe entre
1.7 y 0.4 se considera como enlace covalente polar. Por último, si la diferencia es menor a
0.4 se considera un enlace covalente no polar, y cuando el enlace es entre átomos iguales se
dice que es un enlace covalente totalmente no polar o covalente puro.
Ejemplos:
Donde 6r diferencia de electronegatividad
NaCl: 6r 2.23; por lo tanto es enlace iónico.
HI: 6r 0.46; por ello es un enlace covalente.
Cl2: 6r 0.00. Puesto que éste es un enlace entre el mismo elemento, se puede considerar como un enlace covalente puro.
HF 6r 1.78, por lo que es un enlace iónico.
3.3.2 Geometría molecular y polaridad
Haciendo ConCiencia
Como en una fiesta
Consigue globos de diferentes colores
Infla dos globos hasta que queden del mismo tamaño y amárralos por las bocas.
Dibuja aquí la forma que toman.
E0319-Unidad 3.3.indd Sec1:148
6/30/06 6:29:06 AM
Repite el procedimiento con tres y cuatro globos.
¿Por qué crees que los globos se acomodan de esa forma?
Lo que acabas de hacer puede aplicarse a las moléculas si en lugar de globos utilizas átomos
o pares de electrones.
A esto se le llama teoría de repulsión de pares de electrones en la capa de valencia
(TRPECV) y nos ayuda a predecir la geometría de las moléculas.
Este modelo fue promovido por el químico R. J. Gillespie. Aunque algunos otros científicos hicieron la propuesta original, ésta fue modificada y difundida por Gillespie; por eso
se le conoce también como modelo de Gillespie. Ésta teoría simplifica las interacciones moleculares y toma en cuenta las que se forman entre los electrones. Es importante considerar
lo siguiente:
Cargas iguales
se repelen
⫹
⫹
Cargas diferentes
se atraen
⫹
E0319-Unidad 3.3.indd Sec1:149
⫺
a) En una molécula, los átomos están enlazados mediante pares de electrones. Es posible que haya más de un par de electrones involucrado en el enlace.
b) Algunos átomos pueden tener pares de electrones que no estén involucrados en el
enlace.
c) Tanto los pares de electrones del enlace como los que no están involucrados en éste
toman las posiciones espaciales donde la interacción entre ellos es mínima, ya que
los pares de electrones están cargados negativamente.
d) Los pares de electrones libres toman un mayor espacio o volumen que los pares que
sí están en el enlace.
En pocas palabras, se trata de que los pares enlazados y los no enlazados se encuentren
a la mayor distancia posible. La geometría comienza a complicarse cuando hay tanto pares
enlazantes como no enlazantes. La intensidad de interacciones repulsivas y las cinco distribuciones posibles para diferente número de pares electrónicos se muestran en la siguiente
tabla:
6/30/06 6:29:44 AM
Núm. de
pares de
electrones
Distribución
Geometría
Ejemplo
2
8
8
X–A–X
BeCl2
3
BF3
8
8
8
Propiedades
Lineal, hay un ángulo
de 180° entre los
enlaces.
A esta geometría se le
llama trigonall y los
ángulos que se forman
entre los enlaces son
de 120º cada uno.
8
4
CH4
A esta geometría se le
llama tetraedro, con
ángulos de 109.5º.
8
8
8
8
5
8
PCl5
Bipirámide trigonal:
entre los ecuatoriales
hay un ángulo de 90º
y para los axiales de
120º.
SF6
El ángulo entre los
átomos es más fácil
de ver; entre los
ecuatoriales hay un
ángulo de 90º y para
los axiales, de 180º.
8
8
6
8
8
8
8
Más sobre geometría
La geometría se complica cuando la molécula posee simultáneamente pares electrónicos
libres y pares electrónicos enlazantes. El orden de las fuerzas de interacción se muestra en
el siguiente cuadro.
Las fuerzas de repulsión disminuyen en este orden:
Repulsión de
pares libres
E0319-Unidad 3.3.indd Sec1:150
ⱕ
Repulsión
par libre
⫺
Par
enlazante
ⱕ
Repulsión
de par
enlazante
⫺
Par
enlazante
6/30/06 6:29:46 AM
Piensa y explica
Sigue las indicaciones para descubrir cómo cambia la geometría de una molécula
que contiene electrones libres y electrones enlazados, simultáneamente.
Dibuja aquí la estructura de Lewis para el amoniaco NH3
El nitrógeno como átomo central tiene cuatro especies a su alrededor: un par de
electrones libre y tres hidrógenos enlazados.
De acuerdo con Lewis, ¿qué geometría tendría el amoniaco?
Sin embargo, recuerda que el modelo de Gillespie indica que los pares electrónicos libres
ocupan un mayor volumen al repeler con mayor fuerza a los electrones del enlace. Entonces,
si este par electrónico es colocado en la parte superior de un tetraedro y consideramos la
diferencia en la repulsión, obtendríamos un tetraedro deformado, como el que se muestra
en la figura.
En el NH3 el ángulo determinado de manera experimental en un enlace H − N − H es de
107º, menor al que se obtendría de un tetraedro en el cual no hay pares electrónicos libres.
Es importante decir que el par electrónico modifica la geometría, pero no puede detectarse experimentalmente. La forma de una molécula de amoniaco será como ésta:
Modelo tridimensional del NH3
El par libre de electrones (no visible) se ubica sobre el átomo de nitrógeno (en negro),
en la punta superior del tetraedro, por lo que empuja hacia abajo los átomos de hidrógeno
(en blanco).
E0319-Unidad 3.3.indd Sec1:151
6/30/06 6:29:47 AM
Algo similar ocurre con la molécula del agua, en la que el oxígeno tiene dos pares electrónicos libres y comparte dos electrones con dos hidrógenos. El acomodo de los pares
electrónicos sería de esta forma:
Pero si recordamos que los pares libres se repelen con mayor fuerza que los enlazados, tendríamos concordancia con el modelo y el ángulo experimental entre los enlaces de
104.5º.
Polaridad de las moléculas
En un enlace covalente cuyos átomos tienen diferentes electronegatividades, se presenta lo
que llamamos enlaces polares. Si pudiéramos ver una secuencia de imágenes entre el enlace
covalente y el iónico veríamos algo parecido a la siguiente figura:
La polaridad se
presenta en enlaces
con diferentes
electronegatividades.
+
E. COVALENTE
ENLACE COVALENTE POLAR
E. IÓNICO
En el HCl, por ejemplo, el cloro atrae más a la nube electrónica que el hidrógeno. En
esta molécula hay mayor densidad electrónica negativa cerca de él, mientras que cerca del
hidrógeno hay una deficiencia de carga negativa. En esta molécula la nube electrónica se
encuentra polarizada; en el HCl hay un dipolo permanente. Esto se representa mediante la
letra griega δ seguida del signo correspondiente a la carga en exceso.
E0319-Unidad 3.3.indd Sec1:152
6/30/06 6:29:49 AM
Un vector
está definido por
magnitud, dirección
y sentido. Al sumar
dos vectores
Cuando un enlace covalente presenta un dipolo se forma un enlace covalente polar. Por
lo general, las moléculas que están formadas por átomos diferentes forman enlaces covalentes polares, ya que los electrones que participan en un enlace covalente están más cercanos
al átomo con mayor electronegatividad y la carga parcial negativa (δ⫺) se sitúa sobre ese
átomo. De manera equivalente, la carga parcial positiva (δ⫹) queda en el átomo con un valor
más pequeño de electronegatividad.
δ−
δ+
¿Recuerdas cómo se suman los vectores? Esperamos que esta imagen te ayude a tenerlo
presente; si no, revisa el apéndice de vectores.
El momento
dipolarr es un
vector definido por
la suma de todos
los vectores en la
molécula.
A) Regla del paralelogramo
B) Regla del polígono
El momento bipolar es el resultado de la suma de las fuerzas de atracción y repulsión
en una molécula. Dado que el momento dipolo es un vector definido entre dos átomos unidos por un enlace, en las moléculas poliatómicas con varios enlaces polares, los vectores
momento dipolar pueden cancelarse debido a su arreglo geométrico. Éste es el caso de las
siguientes moléculas, que a pesar de tener enlaces polares, su momento dipolar global es
igual a cero. Por ejemplo, en la molécula de CO2
δ−
δ+
δ−
los dos vectores tienen la misma magnitud pero sentido contrario, ya que es una geometría
lineal; no hay distorsión de la molécula.
Ojo: ¡Una molécula puede tener enlaces polares, pero es una sustancia no polar!
Piensa y explica
En la molécula de agua, ¿cuál de los átomos es más electronegativo?
E0319-Unidad 3.3.indd Sec1:153
7/4/06 11:24:31 AM
¿Cuál de los átomos tiene una densidad electrónica ((δ⫺) negativa?
En la molécula de agua, la geometría es tetraédrica, ¿Por qué se deforma para dar
un ángulo de 105.7° entre los enlaces? Ayúdate a responder dibujando la estructura de Lewis.
En el agua, el momento dipolar de la molécula queda precisamente en medio de
ésta. Explica por qué.
δ+
δ+
δ−
Resumen
E0319-Unidad 3.3.indd Sec1:154
6/30/06 6:29:53 AM
Evalúate y aplica tus conocimientos
Consulta tu tabla periódica y completa la que te presentamos aquí:
Familia química
Núm. de electrones
de valencia
Estructura de
Lewis general
1
Metales alcalinotérreos
Familia 13
Familia del carbono
Familia del nitrógeno
6
7
8
Responde:
¿Por qué crees que se afirma que los electrones de valencia son los principales
responsables del enlace químico?
¿Dirías que en una sustancia covalente existe la formación de iones? ¿Por qué?
¿Cuántos electrones presenta cada enlace?
Cuando dos átomos están unidos entre sí por dos enlaces, se dice que hay un
enlace doble. Existen también enlaces triples, es decir, cada átomo comparte tres
electrones. ¿El hidrógeno puede formar enlaces dobles o triples?
¿Por qué?
Representa el enlace covalente de los siguientes compuestos con ayuda de sus
estructuras de Lewis
E0319-Unidad 3.3.indd Sec1:155
Compuesto
Fórmula
Dióxido de carbono
Ácido clorhídrico
Metano
Agua
Monóxido de carbono
CO2
HCl
CH4
H2O
CO
Estructura de Lewis
6/30/06 6:29:56 AM
El enlace metálico
Lo que vamos a
estudiar
3.4
El modelo de enlace
metálico
3.4.1 Los electrones
libres
E0319-Unidad 3.4.indd Sec1:156
6/30/06 7:04:39 AM
¡Activa tus ideas!
¿Por qué se calienta u
un alambre si lo doblas muc
uchas veces,
hasta que se parta
rta en dos? Químicamente ¿qu
¿qué sucede?
¿Qué sucede cuand
ndo se dice
que una persona
na ttiene estática
y sus cabellos
llos se erizan?
E0319-Unidad 3.4.indd Sec1:157
6/30/06 7:04:44 AM
3.4 El modelo de enlace metálico
Existe una pequeña semejanza entre el enlace metálico y el covalente, ya que en el metálico
también se comparten los electrones de valencia; pero a diferencia de lo que ocurre en el
covalente, donde la distribución es entre dos átomos de enlace, en el metálico sucede de
manera simultánea por todos los átomos del metal.
3.4.1 Los electrones libres
Existen dos modelos que explican el enlace metálico: uno es el mar de electrones y el otro es
la teoría de bandas. Empecemos con el mar de electrones analizando la siguiente figura:
Aquí se representa el arreglo de una dimensión del enlace metálico. Tanto a la derecha
como a la izquierda hay un número infinito de átomos, si consideramos que hay millones de
átomos en un metal acomodados de esa forma. Como lo habíamos dicho, en el enlace metálico los átomos comparten sus electrones de valencia, lo cual tiene dos implicaciones:
1) Que los electrones no están asociados a un núcleo fijo, sino que se mueven continuamente de un núcleo a otro. Puesto que estos electrones de valencia se pueden
desplazar libremente del orbital de un núcleo a otro, se les llama electrones deslocalizados.
2) Cuando un núcleo ya no tiene su electrón de valencia, éste queda con una carga
como si fuera un catión, pero no lo es, ya que por ejemplo, para denominar al sodio,
no se escribe Na⫹, sino Na0, pues en conjunto todo el metal es neutro. Los electrones no
se pierden, simplemente no están fijos en un átomo en particular.
En resumen, tenemos núcleos a los que les asignamos una carga simbólica positiva y un
“mar” de electrones deslocalizados.
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+ +
+
+
+
+
+
+
+
+ +
+
+
+
+
+
+
+
+ +
+
+
+
+
+
+
+
+ +
+
+
+
+
+
+
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+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
6/30/06 7:04:52 AM
La fuerza del enlace metálico viene de la suma de las fuerzas de atracción que hay entre
los núcleos positivos y los electrones deslocalizados. Un arreglo de este modelo en tres dimensiones se vería así:
Eje Z
6
1
3
2
4
Eje Y
5
Eje X
Arreglo de tres dimensiones dentro de un cubo
Si observas bien la figura, notarás que aunque hay más átomos alrededor del átomo central, son seis —que están numerados— los más cercanos.
De banda en banda
Veamos otra perspectiva del modelo. En ésta, los electrones se acomodan en una especie de
banda junto a los núcleos cargados positivamente.
Banda de los electrones de valencia
ⴙ
ⴙ
ⴙ
ⴙ
ⴙ
Banda de los electrones de valencia
Banda de los electrones
de valencia
ⴙ
Hilera o fila de núcleos
E0319-Unidad 3.4.indd Sec1:159
6/30/06 7:04:57 AM
Si juntamos varias filas de núcleos con sus bandas de electrones correspondientes, tendríamos una figura como la siguiente:
ⴙ
ⴙ
ⴙ
ⴙ
ⴙ
ⴙ
ⴙ
ⴙ
ⴙ
ⴙ
ⴙ
ⴙ
ⴙ
ⴙ
ⴙ
Como ya sabemos, los electrones son partículas cargadas negativamente que buscan estar alrededor de una partícula con carga positiva. En este caso están en la banda de valencia,
que es la más cercana al núcleo. La brecha energética que se muestra en la figura anterior
no corresponde a una distancia física, sino a una cantidad de energía.
La conductividad eléctrica es el movimiento o flujo de electrones en un material. Si la
banda de valencia y la banda de conductividad fueran carreteras y los electrones automóviles, ¿por dónde se transitaría más rápido? ¿Por la banda de valencia, que es donde se encuentra la mayoría de los electrones, o por la banda de conductividad?
En este caso, un electrón tendría que salirse de la banda de valencia y entrar a la de
conducción, y para lograrlo necesita una energía lo suficientemente fuerte para romper la
fuerza de atracción que siente por el núcleo. Esa energía que necesita atravesar es la cantidad de energía que representa la brecha energética que rodea a la banda de conducción. De
esta brecha energética depende la conductividad del material.
En los materiales aislantes, los núcleos atraen a los electrones de valencia con una fuerza
tan grande que les es imposible brincar a la banda de conducción.
Hay materiales, como los semiconductores, en los que basta un poco de energía para que
sus electrones de valencia salten a la banda de conducción.
Los metales son un ejemplo de buenos conductores de la electricidad. En algunos, la
brecha energética es muy pequeña; en otros, se superpone con la banda de valencia.
Banda de
conducción
Banda de
conducción
Nivel
Fermi
Banda de
conducción
Superposición
Banda de valencia
Nivel Fermi de la brecha
Banda de valencia
Banda de valencia
a) Aislante
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b) Semiconductor
c) Conductor
6/30/06 7:04:58 AM
El nivel Fermi que se muestra aquí no es otra cosa que un punto sin retorno. Imagínate
que vas nadando y quieres cruzar un lago; en este caso, el nivel Fermi es la mitad del lago, ya que
te costaría el mismo trabajo regresar a tu punto de partida que llegar a tu objetivo.
En términos químicos, el nivel Fermi es la energía necesaria para que un electrón llegue
a la banda de conductividad.
Resumen
Evalúate y aplica tus conocimientos
¿Cuál de los siguientes elementos conduce mejor la corriente eléctrica desde el
punto de vista del enlace metálico?
Ag, Mo y Na.
DATOS:
Ag Conductividad eléctrica: 0.63EXP6 /cm*ohm
Conductividad térmica: 4.29 W/cm*K
Configuración electrónica: [Kr] 4d10 5s1
Mo Conductividad eléctrica 0.187EXP6/cm*ohm
Conductividad térmica: 1.38 W/cm*K
Configuración electrónica: [Kr] 4d5 5s1
Na Conductividad eléctrica: 0.108EXP6/cm*ohm
Conductividad térmica 0.847 W/cm*K
Configuración electrónica [He] 2s1
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6/30/06 7:04:59 AM
Fuerzas
intermoleculares,
dipolos y puentes de
hidrógeno
Lo que vamos a
estudiar
3.5
Fuerzas
intermoleculares
y puentes de
hidrógeno
3.5.1 Puentes de
hidrógeno
3.5.2 El agua y otros
compuestos que
presentan puentes
de hidrógeno
E0319-Unidad 3.5.indd Sec1:162
6/30/06 7:13:41 AM
¡Activa tus ideas!
¿Qué características deben
d
de
tener las piezas de un rompecabezas o de un lego para poder unirlas?
s?
¿Cómo relacionas est
sta fotografía con la químic
ica? ¿Qué
representa el hecho
cho de que se
vean varias piez
piezas de lego de
diferentess co
colores unidas?
E0319-Unidad 3.5.indd Sec1:163
6/30/06 7:13:49 AM
3.5 Fuerzas intermoleculares y puentes de hidrógeno
Cuanto más fuerte sea
la unión, mayor energía
cuesta romperla
¿Por qué algunas sustancias moleculares tienen puntos de ebullición más altos que otras?
Porque es fácil suponer que en el de mayor punto de ebullición, las moléculas están más
atraídas unas a otras, por lo que se requiere mayor cantidad de energía para romper esas
atracciones.
La siguiente pregunta que tendríamos que hacernos es:
¿Por qué en algunas sustancias moleculares las moléculas se encuentran más atraídas
entre sí que en otras?
Sabemos que en la materia hay partículas cargadas (protones y electrones) y también
sabemos que las cargas opuestas se atraen. Esta naturaleza eléctrica es la causa fundamental
de todos los tipos de enlace químico. Sin embargo, en una molécula el número de partículas
con carga negativa es iguall al número de partículas con carga positiva, por lo que las moléculas son eléctricamente neutras.
Analicemos un conjunto de moléculas muy sencillas, similares entre sí: los halógenos.
A temperatura ambiente, el flúor y el cloro son gases, mientras que el bromo es líquido
y el yodo es sólido. En la tabla se muestran sus pesos moleculares y sus temperaturas de
ebullición. Estas temperaturas son una medida de la cantidad de energía que hay que darle
a un líquido, para separar sus moléculas y formar un gas.
Halógeno
Estado de
agregación
Peso
molecular
Núm. de
electrones
punto de
ebullición (°C)
F2
Gas
38
18
⫺188.1
Cl2
Gas
71
34
⫺34.0
Br2
Líquido
160
70
59.5
I2
Sólido
254
106
185
Piensa y explica
A partir de la información de la tabla, concluye: ¿Qué es más difícil separar, las
moléculas de yodo o las de bromo?
¿Qué crees que pasa con la cantidad de energía necesaria para separar a las moléculas de los halógenos cuando aumenta el tamaño del halógeno?
¿Cómo se explica que las moléculas de mayor tamaño se encuentren más atraídas
entre sí que las más pequeñas?
Recuerda que estas moléculas están formadas por dos núcleos que contienen protones,
alrededor de los cuales hay electrones formando nubes de carga negativa:
F
E0319-Unidad 3.5.indd Sec1:164
F
Cl
Cl
Br
Br
I
I
6/30/06 7:13:57 AM
Se le llama
momento dipolar
al punto en
donde dos cargas
opuestas de la
misma magnitud
están separadas por
una distancia
r • δ ⫽ qr.
Aunque los electrones tienden a distribuirse de manera uniforme a través de toda la
nube, debido a su continuo movimiento, existe la probabilidad de que en un instante cualquiera, los electrones se concentren en un extremo de la molécula, creando momentáneamente una distribución desigual de cargas.
A esta situación, en la que hay cargas de la misma magnitud q pero de signo opuesto
separadas por una distancia r, se le llama momento dipolar o momento dipolo. δ ⫽ qr.
En este caso particular, por ejemplo, el de la molécula de yodo, se le llama “dipolo instantáneo”, pues la separación de cargas no es permanente.
Sin embargo la probabilidad de que las cargas se distribuyan momentáneamente de manera no homogénea, aumenta con el número de electrones en la nube, así como con el
volumen total en el que éstos se mueven. Como se generan “polos” de carga, se dice que la
molécula se polariza. La polarizabilidad en las moléculas de los halógenos aumenta con el
tamaño, es decir:
Menos polarizable
F2 ⬍ Cl2 ⬍ Br2 ⬍ I2
Más polarizable
Ahora imagina lo que provoca el acercamiento de una molécula de yodo polarizada a una
molécula de yodo no polarizada.
La polarizabilidad
es la facilidad con
la que una molécula
forma polos al tener
una distribución
desigual de carga.
Se dice que un dipolo instantáneo en una molécula puede inducir un momento dipolo
en una molécula vecina, y el efecto puede propagarse a todo el material.
A este tipo de interacciones entre moléculas se les llama dipolo instantáneo-dipolo
inducido.
Aunque es una interacción débil, es la responsable del aumento en el punto de ebullición
de los halógenos, pues es más importante a medida que aumenta el tamaño de la molécula.
Este efecto también explica el aumento en el punto de ebullición (y aun de fusión) de
algunos hidrocarburos, como se ve en la tabla.
Hidrocarburo
metano
etano
propano
n-butano
n-pentano
n-hexano
n-heptano
n-octano
n-nonano
n-decano
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Masa
molecular
16
30
44
58
72
86
100
114
128
142
Teb °(C)
Tfus °(C )
⫺164
⫺88.6
⫺42.1
⫺0.5
36.1
69
98.4
125.7
150.8
174
⫺182
⫺183.3
⫺187.9
⫺138.4
⫺130.2
⫺95
⫺90.6
⫺56.8
⫺51.1
⫺29.1
6/30/06 7:42:25 AM
Dipolos permanentes
Las moléculas que poseen dipolos permanentes, se atraen unas a otras con mucha más
fuerza que las moléculas de estructura similar y tamaño semejante sin dipolos permanentes.
Esto se refleja en mayores puntos de ebullición para las sustancias polares, pues es necesario
aplicar una mayor cantidad de energía para romper las atracciones entre las moléculas.
En la siguiente tabla se muestran algunas sustancias polares y no polares con sus temperaturas de ebullición. Las flechas indican la dirección del momento dipolar.
Sustancias no polares
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Sustancias polares
6/30/06 7:42:27 AM
3.5.1 Puentes de hidrógeno
Entre los enlaces polares, un caso particularmente importante es el formado por un átomo
de hidrógeno y un átomo que tenga un alto valor de electronegatividad, como el flúor, el oxígeno o el nitrógeno. 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(δ⫺)⫺H(δ⫹), donde los símbolos δ⫺ y δ⫹ se refieren a que,
sobre el átomo junto al cual se escribieron, hay una carga negativa o positiva parcial, lo que
precisamente genera el momento dipolar.
La figura representa cómo 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.
(
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E0319-Unidad 3.5.indd Sec1:167
6/30/06 7:42:28 AM
Piensa y explica
Compara las propiedades de los siguientes compuestos y responde las preguntas:
Éter metílico
etanol
CH3-O-CH3
CH3-CH2-OH
1.3 D
1.69 D
Gas a temperatura ambiente
Líquido a temperatura ambiente
Temperatura de ebullición: ⫺25°C
Temperatura de ebullición: 78°C
1) Completa la información para cada compuesto
Fórmula mínima
Éter metílico
etanol
CH3-O-CH3
CH3-CH2-OH
C2H6O
C2H6O
Masa molecular
Estas dos sustancias son isómeros, es decir, tienen la misma fórmula mínima y por
lo tanto, la misma masa molecular, pero el acomodo de sus átomos es distinto.
2) ¿A qué sustancia tienes que proporcionarle mayor energía para llevarla al estado gaseoso?
3) ¿Qué significa esto en términos de la fuerza de sus interacciones?
4) Entre moléculas de éter metílico, CH3-O-CH3 no pueden formarse puentes de
hidrógeno, mientras que esto sí es posible en el etanol, CH3-CH2-OH. Elabora
una hipótesis y plantéala aquí.
5) ¿Crees que la existencia de puentes de hidrógeno confiere a las sustancias una
mayor fuerza en sus interacciones? Explica.
E0319-Unidad 3.5.indd Sec1:168
6/30/06 7:42:29 AM
3.5.2 El agua y otros compuestos que presentan puentes de hidrógeno
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, H2O, con algunas que podríamos considerar parecidas, compuestas sólo por átomos
de hidrógeno y algún átomo muy electronegativo, por ejemplo el NH3, el HF, el H2S, el HCl.
Todas estas moléculas pueden formar enlaces tipo puente de hidrógeno, y de hecho los forman,
pero sus puntos de ebullición —que se muestran en la tabla siguiente—
— 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 que el agua sea tan diferente?
Temperaturas de ebullición de algunas sustancias con puentes de hidrógeno
Sustancia
Temperatura de ebullición (°C)
Momento dipolar (D)
H2O
100.0
1.87
NH3
⫺33.0
1.46
HF
19.9
1.92
HCl
⫺85.0
1.08
H2S
⫺60.0
1.10
En la figura siguiente se establecen los puentes de hidrógeno entre las moléculas de las
diferentes sustancias analizadas. Podemos ver que, en tanto que 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. En cambio, el agua 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.
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6/30/06 7:42:30 AM
Interacciones ión-dipolo
Los compuestos formados por iones, como el NaCl, forman sólidos cristalinos en los que
las partículas que los constituyen se encuentran fuertemente atraídas por lo que llamamos
una interacción ión-ión. Ésta, sin embargo, en muchos casos puede ser vencida al poner la
sustancia iónica en contacto con agua. Las moléculas de agua, con sus dipolos permanentes,
pueden interactuar fuertemente con ambos tipos de iones, según se muestra en la siguiente
figura. Algunos disolventes polares, como los alcoholes, en algunos casos, también pueden
ser capaces de vencer las interacciones ión-ión para disolver a un compuesto iónico mediante interacciones ión-dipolo.
Interacciones ión dipolo
Como tal vez habrás notado, las diferentes interacciones se han presentado en orden de
menos intensas a más intensas. La magnitud de las interacciones ión-dipolo puede compararse con la de un enlace covalente, por eso la forma más comercial de algunos compuestos
es en forma de hidrato, ya que al cristalizar permanecen unidas algunas moléculas de disolvente a los iones del compuesto. Un ejemplo común es el sulfato de cobre pentahidratado,
con fórmula CuSO4_5H2O, en el que las moléculas de agua se encuentran rodeando al ión
cobre como se ilustra en la figura de la página siguiente.
¿Qué entiendes por fuerzas intermoleculares? Cuando alguien te dice que eres fuerte,
¿en qué piensas? La palabra intermoleculares nos habla de algo que hay o que sucede entre
una molécula y otra.
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6/30/06 7:42:31 AM
Recuerda cómo se encuentran las moléculas en un sólido: están fuertemente unidas; en
un líquido esta fuerza de atracción es menor, y en el caso de los gases, es casi nula. Uno de
los factores que da estas propiedades a los estados de agregación, a los puntos de fusión y de
ebullición, a la solubilidad y a la viscosidad entre otras propiedades de las sustancias, son las
fuerzas de atracción o fuerzas intermoleculares que hay entre las moléculas de las cuales
están compuestas.
Las fuerzas intermoleculares son débiles si se les compara con las fuerzas que hay dentro
de las moléculas (intramoleculares); éstas, por ejemplo, son las fuerzas del enlace iónico o
covalente. La fuerza dentro de la molécula de HCl es la fuerza de la unión covalente que
existe entre el hidrógeno y el cloro. Esta unión al ser más fuerte, permanece mientras esta
molécula cambia de estado líquido al sólido, ya que sigue siendo HCl tanto en líquido como
en gas, en tanto que la fuerzas de atracción entre cada molécula de HCl (fuerzas intermoleculares) se modifican cuando hay un cambio de estado.
Las fuerzas intermoleculares que veremos son:
1) dipolo–dipolo
2) dipolo–dipolo inducido
3) dipolo inducido–dipolo inducido o fuerzas de dispersión de London
A todas estas fuerzas se les conoce como fuerzas de Van der Waals.
1) Dipolo–dipolo
¿Recuerdas la siguiente molécula de una sección anterior de esta obra?
Ésta tiene un dipolo (dos polos), uno en el átomo color gris claro el cual tiene una carga
parcial positiva, y el otro polo lo tiene el átomo negro con una carga parcial negativa. Si
recordamos que las cargas iguales se repelen y las cargas contrarias se atraen, ¿qué pasaría
si juntas dos moléculas de este tipo?
Esta interacción
E0319-Unidad 3.5.indd Sec1:171
6/30/06 7:42:32 AM
o esta interacción
¿Cómo crees que afecte la polaridad de una molécula su punto de ebullición, por ejemplo? Veamos la diferencia con las siguientes dos moléculas.
Aquí se muestran dos moléculas polares, una más polar que la otra. La molécula de
la derecha es casi iónica, ya que el átomo más electronegativo casi le está arrancando el
electrón del átomo más electropositivo, de ahí que su densidad electrónica sea mayor y la
del átomo con carga parcial positiva sea menor. En cambio la molécula de la izquierda es
muy poco polar, ya que las nubes electrónicas que comparte son casi iguales. Con esto ¿qué
interacción crees que sea más fuerte?
Esta interacción (a)
o esta interacción (b)
La interacción (a) representada con la línea punteada es mas fuerte, ya que a mayor
polaridad de la molécula, más parecido es el enlace a uno iónico, y como habíamos dicho,
los compuestos iónicos tienen un punto de ebullición muy alto. Para esta interacción, la
atracción dipolo–dipolo es mayor, ya que la parte electronegativa de la molécula dipolar tiene una interacción de mayor fuerza con la parte electropositiva de la molécula dipolar que
se encuentre a su lado, representada con la línea punteada. Supongamos que se encuentran
en estado líquido y se les suministra energía por medio de calor hasta que llegan a su punto
de ebullición. Las moléculas líquidas representadas con la fuerza intermolecular (b) llegan a
ese punto a una temperatura menor que las moléculas con fuerza intermolecular (a), ya que
al ser mayor (a) que (b) se necesita más energía en (a) para romper la fuerza intermolecular
y separar las moléculas para pasar a su estado gaseoso.
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2) Dipolo–dipolo inducido
Una vez que hemos explicado las fuerzas intermoleculares dipolo–dipolo, queda pendiente definir un dipolo inducido. Si te das cuenta, todas estas fuerzas se observan en la
forma de la nube electrónica alrededor del núcleo correspondiente. Recordemos esto con la
siguiente figura:
A la derecha se muestra a un átomo neutro, por ejemplo, criptón (Kr). En éste, los electrones están en constante movimiento alrededor del núcleo y su nube electrónica se representa como una esfera debido a que es un promedio de la posición de los electrones.
Imagina que tienes una piedra amarrada a un extremo de una cuerda y la haces girar lo
más rápido que puedas. Ahora, ejemplifiquemos eso con un dibujo.
El óvalo punteado representa al promedio de la posición de la piedra.
Si en la figura anterior, en lugar de piedra, fuera un electrón el que gira alrededor del
núcleo, lo veríamos así:
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6/30/06 7:42:35 AM
Si se le acercara una partícula cargada positivamente al electrón, éste desviaría su trayectoria de la siguiente manera:
El electrón sigue alrededor de su núcleo, pero su trayectoria es desviada debido a que es
atraído por la partícula cargada positivamente. Lo mismo sucedería con la nube electrónica
del criptón: se deformaría un poco al aproximársele una partícula cargada positivamente, y
dicha partícula bien podría ser un dipolo.
La nube electrónica del criptón es deformada por la parte parcialmente positiva del dipolo, esta fuerza intermolecular es muy débil, ya que, si el dipolo se aleja, el criptón dejaría
de ser un dipolo: lo es porque es inducido por algo más (en este caso por el dipolo). Como
lo vimos en el ejemplo, es más factible que esto suceda en los gases nobles, ya que sus
moléculas constan de un solo núcleo y sus electrones están distribuidos homogéneamente
alrededor de él.
4) Dipolo inducido–dipolo inducido o fuerzas de dispersión de London
Fritz London
También se conocen como fuerzas de dispersión de London gracias al físico Fritz London
(1900-1954)
Ya sabemos lo que es un dipolo inducido, pero ¿cómo harías para que interaccionen dos
dipolos inducidos sin ningún dipolo que los distorsione? Ya que, como dijimos anteriormente, si a un dipolo inducido se le retira lo que le induce a polarizarse, vuelve a su estado no
polar, como el átomo de criptón neutro.
Volvamos al ejemplo del electrón que gira alrededor de su núcleo.
⫺
δ+
−
δ⫺
+
δ+
δ⫺
+
+
δ⫺
δ+
−
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Si solamente fuera un electrón el que girara alrededor del núcleo habría dos partes parcialmente cargadas, mientras el electrón está de un lado, el otro queda con una carga parcial positiva debido a la falta del mismo y a la que ejerce el núcleo, quedando la otra mitad
parcialmente negativa. Esto sucedería en un ámbito casi imposible donde habría una sola
molécula de un gas noble (sigamos con el criptón) y nada más.
Recuerda de nuevo que partículas con la misma carga se repelen. Ahora imagina, ¿qué
pasa en la realidad donde hay infinidad de moléculas juntas? Hagámoslo sólo con dos:
Que giran en este sentido
δ⫺
δ+
δ+
δ⫺
+
⫺
+
⫺
O que se sincronizan de la siguiente forma:
δ+
+
δ⫺
δ+
⫺
+
δ⫺
⫺
Las partes con cargas parciales opuestas se encuentran cerca, lo que crea una fuerza de
atracción intermolecular, lo que finaliza induciendo a un dipolo: un dipolo inducido.
La línea punteada representa la interacción que hay entre las partes con cargas opuestas.
Recuerda que si en este caso hablamos del criptón, éste no tiene un electrón en su capa de
valencia, sino que sus niveles 4s y 4pxpypz están llenos con 8 electrones.
Esto explica varias cosas, entre ellas por qué el cloro Cl2 a 25º C es gas mientras que, a
la misma temperatura, el bromo Br2 no lo es. Los dos están en el mismo grupo de la tabla
periódica (VII); el cloro se encuentra en el periodo 3 y el bromo en el 4. El número atómico
del cloro es 17, y el del bromo es 35. El radio atómico del primero es de 0.97 amstrongs y
el del segundo es de 1.12, y de la misma forma, el radio covalente del bromo es más grande
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que el del cloro. Todo esto nos dice que las fuerzas de dispersión de London son lo suficientemente fuertes para mantener unidas en su estado líquido a las moléculas de bromo (Br2) ya
que esta molécula es más grande que la del cloro, y para el cloro, estas fuerzas se rompen a
25º C lo que hace que se separen para quedar como gas. Cuanto mayor sea la molécula, más
lejos quedan los electrones del núcleo y por ende más fácil se puede distorsionar su nube
electrónica.
Resumen
&UERZAS INTERMOLECULARES
0UENTES DE HIDRØGENO
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>VÌÖ>˜Êi˜ÌÀiÊÕ˜Ê ˆ`À}i˜œÊ`iÊ՘Ê
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$IPOLOS
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$IPOLOnDIPOLO INDUCIDO
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ÞÊ՘>ʘÕLiÊiiVÌÀ˜ˆV>Ê«œ>Àˆâ>`>°
&UERZAS DE DISPERSIØN DE ,ONDON
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Evalúate y aplica tus conocimientos
Indica en el cuadro correspondiente si las siguientes aseveraciones son falsas o
verdaderas.
Enunciado
F
V
Las fuerzas de enlace (fuerzas
intramoleculares) son más débiles que las
fuerzas intermoleculares.
Es imposible polarizar una nube o densidad
electrónica a través de un campo eléctrico.
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Enunciado
F
V
Las fuerzas de Van der Waals son más fuertes
que las de dipolo–dipolo.
La molécula de HF forma puentes de hidrógeno
más fuertes que la molécula de HCl.
El valor de electronegatividad de un átomo
es un factor importante en la formación de
puentes de hidrógeno.
Las fuerzas de dispersión de London son las
fuerzas intermoleculares más fuertes.
Las fuerzas intermoleculares en los gases es
menor que en los sólidos.
Predice la tendencia del punto de ebullición de los siguientes dos grupos de moléculas y menciona todas las interacciones presentes en ellas:
Grupo 1
SiH4, SnH4, CH4, GeH4
Grupo 2
HCl, HI, HF, HBr
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Los nuevos materiales
Lo que vamos a
estudiar
3.6
Los nuevos
materiales
3.6.1 Principales
características y
usos
3.6.2 Impacto en la
sociedad
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¡Activa tus ideas!
¿Vas a estudiar derech
cho? ¿Sabías que hay nuevos ma
materiales
en balística, así como
o chalecos
antibalas que pesan
an menos de
dos kilos y quee us
usan el principio de la fi
fibra
bra del coco?
¿Vas a estudiar arte?
mente hay materiales que ayudan a la conservación de
d pinturas antiguas, así como
mo técnicas
que utilizan el láser
er para limpiar
tanto esculturas
ras como fachadas antiguas
guas.
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3.6 Los nuevos materiales
En la historia de las ciencias, primero viene el desarrollo científico con una nueva tecnología, después vienen los nuevos dispositivos y finalmente los nuevos materiales. Cualquier
ciencia debe tener un desarrollo, pero éste es guiado, no azaroso. Lo que ha dirigido el
desarrollo científico es la historia humana, ya que de acuerdo a nuestras necesidades hemos
buscado y adquirido diversos tipos de desarrollo. Supongamos que toda la Tierra se queda
sin energía eléctrica y todo el mundo se queda sin luz; el problema podría durar años y es
entonces cuando nuestra necesidad de volver a contar con el flujo eléctrico nos haría buscar
la manera de conseguirlo mediante nuevas tecnologías.
La necesidad impulsa al ser humano a buscar y conseguir aquello que anhela o le falta.
Las creaciones dentro de la ciencia son el resultado de grandes sueños hechos realidad.
Por desgracia, tanto en la primera como en la Segunda Guerra Mundial los gobiernos
de las grandes potencias contrataban a los mejores científicos para que desarrollaran armas
más potentes, con mayor alcance y mejores características puesto que su “necesidad” era
ganar la guerra.
¿Te imaginas una nueva tecnología contra la pobreza? ¿Te imaginas erradicar la escasez
de alimento en África? ¿Cuántas ciencias abarcaría este problema?
Siendo este un tema muy amplio, enfoquémonos únicamente a la química. Incluso así,
hablar de los nuevos materiales sigue siendo un tema muy grande, ya que se ha desarrollado
desde tiempos remotos. ¿Te imaginas cuando el hierro era un material nuevo y sustituyó a
las armas de piedra? De ahí que hagamos énfasis en la nanotecnología, ya que en la historia
de la ciencia de los materiales es la que nos tocó vivir y la que nos representa actualmente.
La iniciativa nacional de nanotecnologia de Estados Unidos de América la define como el
desarrollo tecnológico que estudia los fenómenos y el control de la materia en dimensiones
de 1 a 100 nanómetros, donde propiedades únicas promueven nuevas aplicaciones.
La historia de la tecnología tiene una tendencia a la miniaturización, pero ésta no es el
objetivo, sino el resultado, ya que si se busca un nuevo material más liviano, como resultado vamos a tener un material más pequeño al original, ya que cuanto más pequeño, más
liviano. Por ejemplo en la industria de los electrónicos, si se reducen tanto el área como el
volumen se pueden agregar más funciones al equipo que ocupen el lugar que anteriormente
ocupaba un material de mayor tamaño. Ejemplo claro de esto es la evolución de los teléfonos
celulares; antes, sólo cumplía una única función: comunicarse. Ahora, si se quiere un nuevo
teléfono con más funciones en el mismo volumen, es necesario reducir el tamaño de sus
componentes; así se puede introducir un teléfono celular del mismo tamaño o incluso más
pequeño, pero con cámara fotográfica, agenda, juegos y todas las funciones que actualmente consideramos tradicionales en un teléfono celular moderno. Para el mundo globalizado
y comercial en el que vivimos, al hablar de industria nos referimos también al dinero. La
creación de un material más pequeño reduce costos para la industria, pero antes debió haber
una gran inversión económica para el desarrollo tecnológico al que se ha llegado y al que se
tiene pensado llegar.
Relación de la escala nanométrica con la milimétrica
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Piensa y explica
De acuerdo con la definición que dimos de nanotecnología hay una parte que
dice: “…propiedades únicas promueven nuevas aplicaciones”.
Si son propiedades únicas de los átomos, entonces son distintas a las que ya
conocemos con la tabla periódica.
¿Cómo te imaginas una nueva tabla periódica? Discútelo en clase.
Las nanoestructuras presentan propiedades distintas a las que estamos acostumbrados
con la tabla periódica. Por ejemplo, un arreglo específico en escala nanométrica de átomos
de carbón tienen una resistencia mayor a la del acero. Esto no lo podemos explicar con la
tabla periódica común que todos conocemos.
¡Que no te cuenten!
El término de nanotecnología fue definido por el profesor japonés Norio Taniguchi en 1974.
Poco más de tres décadas es poco tiempo si se compara con todo lo que se ha hecho gracias
a esta disciplina desde su definición. Pocas personas, incluyendo hombres de ciencia, hubieran creído el gran avance que se ha tenido hasta el momento. Debido a la capacidad de
los nuevos materiales dentro de esta rama, sólo hace falta la imaginación y el conocimiento
de un científico para lograr cosas increíbles, que antes eran una locura o se consideraron
cuestión de magia o sobrenatural, y por las cuales grandes científicos murieron.
“Lo más importante
es no parar de
cuestionarse”.
Albert Einstein (1879-1955)
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Había una vez un científico nacido en Croacia que en su bitácora tenía dibujos de máquinas que producían unos destellos. Él los llamaba rayos de la muerte y decía que podrían
destruir 10,000 aviones a una distancia de 250 millas, que éstos podían partir la Tierra en
dos… él tenía también dibujos de sí mismo sosteniendo en sus manos bolas de fuego. ¿Qué
pensarías tú de este científico? ¿Qué credibilidad le darías estando ahora en el siglo XXI?
Este hombre tan poco conocido se llamaba Nikola Tesla (1856-943) y, aunque no lo
creas, llegó a inventar unas cuantas cosas por las que recibió poco o nulo crédito.
Algunos de sus inventos son la radio, el velocímetro, el sistema de ignición del automóvil, un microscopio electrónico, las bases para lo que actualmente es un radar, el sistema
eléctrico de corriente alterna que se usa en todas las casas y hasta el horno de microondas,
por sólo mencionar unos cuantos. El crédito de todos estos inventos ha sido para las personas que los hicieron físicamente, ya que Tesla sólo dijo que era posible crear todas estas
invenciones. Finalmente si hay diferencia entre decir y hacer ¿no crees?
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Piensa y explica
Dibuja o escribe detalladamente el invento más absurdo que se te ocurra, relacionado
con la nanotecnología. Ya veremos en cuánto tiempo se hace realidad.
“…imagínense todo lo que se podría hacer
si las leyes científicas fueran lo que nosotros quisiéramos…”
Richard Feynman (1918-1988)
3.6.1 P
Principales características y usos
Un C60
Un nanotubo
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Para determinar las principales características de los nanomateriales, primero es necesario
analizar el uso que se les quiere dar, ya que sus características dependerán del fin para el
cual se diseñan.
Empecemos con el carbono... ¿y qué tal una pelota atómica?
Los fulerenos son moléculas compuestas exclusivamente por átomos de carbono que
pueden tomar la forma de una esfera —su nombre químico es C60— de una elipsoide o de un
tubo —mejor conocidos como los nanotubos.
Las propiedades de los fulerenos aún están en estudio, pero podemos decir que por lo
general son muy estables, poco solubles —aunque sí lo son en disolventes como disulfuro de
carbono y tolueno—. Esta última característica puede ser aprovechada por la medicina para
introducir antibióticos a la bacteria objetivo.
Los C60 tienen propiedades de superconductividad y son más solubles después de agruparse. Pero si se parece físicamente a una pelota de futbol, ¿tendrán entonces propiedades
similares? Sí, ya que si una pelota puede girar, los C60 también pero con la diferencia de que pueden dar 100 millones de vueltas por segundo. Si a la pelota
se le comprime, regresa a su forma original; de la misma forma pasa con el C60,
y así como una pelota puede rebotar, el C60 rebota si se le avienta a gran velocidad contra el acero. La forma de los C60 hace que sean estructuras muy estables
y resistentes a altas temperaturas y presiones. Los átomos de carbono pueden
reaccionar con otros átomos o moléculas dejando intacta su estructura esférica.
También existen otras estructuras esféricas con números de átomos de carbono
mayores y menores.
Los nanotubos, como su nombre lo indica, son tubos a nanoescala con paredes del grosor de un átomo.
Las características de los nanotubos están enfocadas a su resistencia —ya
que pueden llegar a ser más fuertes que el acero— y a sus propiedades eléctricas,
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que pueden variar de acuerdo a la geometría del tubo. Por ejemplo, se pueden sintetizar dos
nanotubos concéntricos —un nanotubo dentro de otro— donde uno sirva como conductor
y el otro como aislador. Éstos dieron origen al C60, ya que después de construir un nanotubo
cerrado por un extremo, se pensó en la forma de unir dos extremos, ya que cada uno representa una esfera partida a la mitad. La longitud de uno de estos pequeños tubos puede ser
de hasta 1mm. Sus propiedades varían de acuerdo a su longitud, diámetro, y forma. Se les
purifica lavándolos con ácido y sometiéndolos a altas temperaturas, esto debido a su alta estabilidad ante los ácidos y a su alta resistencia a las temperaturas elevadas. Éstas son algunas
de tantas propiedades de los fulerenos.
¡Que no te cuenten!
Algunos datos relevantes sobre estos nanotubos: uno de ellos es aproximadamente 50,000
veces más delgado que un cabello humano. Son uno de los materiales más resistentes conocidos por el ser humano: se han hecho pruebas de su fuerza de tensión y al compararla
con el acero, son hasta 60 veces más resistentes. En pocas palabras si uno escribe en inglés
“nanotubes” en un buscador de Internet, es posible obtener cerca de 8 millones y medio
de páginas relacionadas con ellos, y sólo por hacer una comparación, si uno escribe en el
mismo buscador “Pelé” (jugador brasileño de futbol) se obtienen cerca de 10 millones de
resultados.
Nanocatalizadores:
Empecemos por explicar qué es un catalizador: Es una sustancia presente en una reacción
química en contacto físico con los reactivos y que varía la velocidad de reacción de éstos, sin
afectar la naturaleza de la reacción. Observa la siguiente ecuación:
1) A ⫹ B → C
x
2) A ⫹ B → C
Supongamos que la primera ecuación tarda 5 minutos en que se forme el producto C, en
tanto que en la segunda, la reacción tarda 1 minuto, gracias a la presencia de X que es un catalizador. Observa que el catalizador no influyó en la reacción, ya que seguimos obteniendo
el mismo producto C. Este catalizador también puede alterar la temperatura de la reacción
facilitando y acelerando la misma. Ya que las reacciones catalíticas dependen de la superficie
de contacto o, mejor dicho, superficie catalítica, a menor tamaño de la sustancia catalítica
mejor rendimiento del catalizador. Una modificación a nanoescala de un catalizador puede modificar la estructura electrónica, interactuar con una mayor superficie y mejorar los
efectos de transporte que se llevan a cabo, entre otros beneficios. Ahora que sabemos que la
nanotecnología beneficia las reacciones de catálisis, veamos dónde ocurren para observar
la magnitud de dicho beneficio.
Las reacciones catalíticas ocurren en muchos ámbitos, uno muy importante es el cuerpo
humano ya que las encargadas son las enzimas; también podemos mencionar la producción
de gas sintético, la síntesis de metanol, la producción de ácido sulfúrico, de ácido nítrico, el
procesamiento y refinación del petróleo, las celdas de combustible, entre otras.
Actualmente se desarrollan textiles “inteligentes” que se realizan al añadir capas nanométricas, cerca de 20 nanómetros, a fibras naturales. Estas capas controlan todo aquello que
pueda pasar a la fibra natural; el mismo proceso se puede realizar para cubrir otros materiales y evitar su corrosión, o estabilizarlos térmica o químicamente según lo deseado. Por
último, otro uso que se le ha dado a las monocapas atómicas es recubrir ciertos materiales
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con propiedades de conductividad para así construir una especie de canal llamado canal óptico, favoreciendo la conductividad para el proceso correspondiente. Existen otros tipos de
textiles nuevos, como unos pantalones desarrollados y manufacturados con una especie de vellos
microscópicos adheridos a la tela de algodón o al textil del cual estén hechos los pantalones
haciendo que sean repelentes al agua. Estas nanopartículas adheridas al pantalón deben ser
hidrofóbicas para poder cumplir con su función. ¿Sabías que se está desarrollando ropa invisible? Muy difícil de creer, pero la nanotecnología ha hecho posible esto, aunque no se haya
concluido al 100%, este tipo de proyectos sigue en pie.
En el área médica las aplicaciones son muy amplias, sin contar el desarrollo tecnológico por venir. Dos amplias ramas de aplicación en la medicina son el mejoramiento del
cuidado médico del paciente en todas sus ramas (pre-hospitalario, hospitalario, consulta,
rehabilitación, etcétera). El segundo es el área farmacéutica dedicada, por ejemplo, al desarrollo tecnológico de medicinas y vacunas. Hablemos un poco de este campo para explicar
la manera cómo se trabaja. La forma de trabajar de los científicos ha ido cambiando con el
tiempo: antes, un científico se “encerraba” en su laboratorio y compartía sus experimentos
con sus colegas más cercanos; poco a poco, tuvieron que compartir y retroalimentarse con
otros colegas, tanto de diferentes países como de otras áreas referentes a su investigación.
Paulatinamente, las ciencias se han vuelto multidisciplinarias, incluyendo a la ciencia de los
nuevos materiales.
Volvamos al ejemplo de la síntesis de una nueva medicina o vacuna. Es necesario el químico que aporte su conocimiento para dicha síntesis, los médicos que contribuyan con las
características que debería tener la medicina, según la parte del cuerpo o bacteria que se va
a atacar. También es necesaria la participación del biólogo para hacer pruebas biológicas del
medicamento, algunas de las cuales se realizan en animales. Además están los especialistas
de los equipos utilizados para la síntesis, ya que en la actualidad los equipos llegan a ser muy
especializados y costosos. Tenemos también a los físicos, cuya contribución está compuesta
por los equipos, pues gran parte del fundamento de los equipos es física pura. Todo esto
crea o pide una colaboración hasta de gobiernos, universidades e institutos dedicados a la
investigación.
Conexión al mundo
En la Universidad de Rice en Houston, Texas (EUA), hay doctores en química que han sintetizado moléculas con una forma singular, llamadas nanoniños. Como ves, serían los primeros nanomuñecos que se hayan construido o sintetizado. Los puedes ver en la dirección de
Internet: http://cohesion.rice.edu/naturalsciences/nanokids/index.cfm
¿Cuándo hubiésemos pensado que manipularíamos átomos con esta sencillez?
o
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o
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En el área de los componentes electrónicos, la historia científica ya empezó a modificar
hasta nuestro lenguaje, pues antes se conocían los microchips que ahora están siendo reemplazados por los nanochips. Los transistores usados en ingeniería, han sido de las primeras
aplicaciones de la nanotecnología, ya que se han creado transistores de una sola molécula
(Universidad de Cornell, EUA). Un transistor convencional de silicio regula el paso de electrones a través de él, y si éste es del tamaño de micrones, un nanotransistor reduce el espacio, peso y otras características más del equipo donde se implante. Dentro de los equipos
electrónicos no podían faltar los videojuegos, algunas compañías han invertido cantidades
enormes de dinero en desarrollo tecnológico para que sus juegos sean cada vez más reales y
dinámicos, y para que sus procesadores sean más rápidos.
Los cosméticos es otro campo donde ya se han desarrollado nanomateriales. Se sabe
que el óxido de zinc es un material usado como protector solar, que absorbe los rayos UV.
Puesto que las partículas de los protectores solares convencionales son de gran tamaño si
se les compara con una nanopartícula, al aplicarlos en la piel dejan un color blanco y las
partículas se aglomeran debido a su tamaño. Gracias a la nueva tecnología, es posible sintetizar nanopartículas de óxido de zinc que absorben los rayos UV y que por su tamaño son
transparentes.
En biología, la nanotecnología no se queda atrás, pues ha sido posible obtener imágenes
en tiempo real de células vivas, diagnósticos clínicos y perfiles de expresión genética. Paralelamente, colabora con la medicina en las pruebas biológicas que ya habíamos mencionado.
Por ejemplo, si se quiere diseñar un nuevo material para una prótesis de piel o hueso, antes
es necesario realizar pruebas en diferentes animales para corroborar que el material utilizado no provocará una reacción alérgica en el cuerpo humano, es decir, que el material sea
biocompatible: que no sea tóxico, compatible médicamente, no ser carcinogénico y que no
reaccione con la sangre.
Como habíamos dicho, la nanociencia es tan sólo una rama de la ciencia de los nuevos materiales, ya que ésta es tan grande. Mencionaremos unas cuantas áreas: los plásticos
(polímeros superfotosensibles), espumas de carbón (con propiedades térmicas), metalurgia
(nuevas aleaciones de acero inoxidable), celdas solares (transforman la energía solar para
que sea posible usarla de diferentes maneras), los cerámicos (uno de sus tantos usos es la
fabricación de baterías), nuevos catalizadores, superconductores, semiconductores, otros
materiales fotosensibles (tienen una respuesta física o química cuando son expuestos a la
luz), materiales inteligentes o con memoria, materiales granulares (el azúcar es uno de
ellos, otros, por ejemplo, se comportan a veces como fluidos y otras como sólidos). Esta lista
podría seguir y seguir, pero terminémosla con los nanomateriales. Como verás hay ramas
de esta ciencia que están conectadas, un ejemplo de esto son los superconductores y los cerámicos. Existen diversas revistas especializadas en estas ciencias, nos tomamos la libertad
de recomendar Materiales avanzados del Instituto de Investigaciones en Materiales de la
Universidad Nacional Autónoma de México.
Piensa y explica
De todas las licenciaturas que conoces, da algunos ejemplos que creas que tienen
relación con la ciencia de los nuevos materiales, incluyendo la nanotecnología.
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3.6.2 IImpacto en la sociedad
El impacto de los nuevos materiales tendría que ser en beneficio de la sociedad, en las áreas de salud,
medicina, miniaturización en la manufactura de productos y reducción del consumo de recursos
naturales, con el fin de mejorar y limpiar el medio ambiente. Para esto, la comunidad científica debe
preguntarse e investigar los potenciales peligros para el ser humano y para el medio ambiente.
En los inicios de la nanotecnología había preguntas y problemas sin resolver que ahora
han sido resueltos, sin embargo en la actualidad se tienen nuevas preguntas y expectativas
sobre este tipo de tecnología.
Al crear compuestos a nanoescala —la escala más pequeña conocida hasta el momento— ¿cómo hacían para caracterizarla? ¿Cómo saber si el producto experimental correspondía con el teórico? Este problema se fue solucionando con el avance tecnológico y la combinación de técnicas de caracterización como microscopía de fuerza átomica, espectroscopia
de rayos-X, microscopía electrónica de transmisión de alta resolución, entre otras.
Una de las expectativas de la nanotecnología es que los materiales sintetizados se asemejen
lo más posible a comportamientos de la vida natural. Para la construcción, desarrollar materiales inteligentes (por decirles de alguna forma) que pueden identificar diferentes tipos de clima
y reaccionar ante ellos volviéndose más permeables, o hacerlo ante condiciones de corrosión
o debilitamiento. En medicina, la creación de anticuerpos sintéticos: dispositivos a nanoescala
que busquen y destruyan células malignas dentro de un tumor sin dañar las células sanas.
Desarrollar también materiales ultraligeros para que en futuras generaciones el consumo de
combustible sea menor y por lo tanto reducir la contaminación creada por todos los medios
de transporte que usamos. Estos materiales livianos también ayudarían a los aviones, ya que al
no perder su dureza podrían transportar más carga o recorrer mayores distancias.
La creación de plásticos más resistentes para que tengan una vida útil más larga también
ayudaría a disminuir la contaminación pues a mayor duración, consumiríamos y desperdiciaríamos menos. En cambio, si las nuevas botellas de plástico durasen un año o más, se
reducirían en una gran medida los contaminantes.
Piensa y explica
Utiliza la tabla siguiente para contestar las siguientes preguntas:
Tipo de basura
Tiempo en que la naturaleza
tardaría en degradarla (años)
Papel
1
Colilla o filtro de cigarro
2
Chicle
5
Lata
Más de 10
Corcholata o lata de aerosol
Más de 30
Unicel o telgopor
Más de 100 (no se degrada al 100%)
Bolsa de plástico
150
Zapatos tenis
200
Botellas o recipientes de plástico 100 a 1000 (depende del tipo de plástico que sea)
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Pilas o baterías
Más de 1000
Vidrio
4000
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Haz cuentas del tiempo en que tardaría en degradarse esta basura y discútelo en
clase.
Se espera que con estas nuevas tecnologías, el espacio para guardar información electrónica se reduzca de una manera drástica; por ejemplo, la información contenida en miles de
CD podríamos tenerla en una pulsera. Seguir revolucionando la velocidad de los procesadores y al reducir su tamaño, disminuir también su costo de fabricación y de venta. Podríamos
mejorar las baterías recargables, ya que el desperdicio de baterías no renovables es de los
contaminantes más fuertes para el medio ambiente. Mejorar las celdas solares o de combustible también ayudaría al medio ambiente y al ser humano.
Como químicos, un reto importante en relación con la nanociencia es que los materiales sintetizados sean estables tanto térmica como químicamente para poder tener cierto
control sobre ellos, ya que cuanto menor sea el tamaño de la partícula con la que estemos
trabajando, será mas fácil que se mueva o se contamine, o que se le agregue otra partícula
no deseada.
Hay una forma de impacto económico que relaciona a todas las ciencias: su costo. Para
explicarlo, veamos cómo es un proceso común de investigación. Primero, surge la idea del
científico, quien a su vez ve la posibilidad de experimentarlo en su laboratorio correspondiente. Para ello necesita equipos y materia prima, que en la actualidad son muy caros. Por
eso necesita dinero del instituto, universidad o gobierno que lo esté apoyando. Es en estos
laboratorios donde surge la nueva tecnología se hacen muchas pruebas según el material
en cuestión. Digamos por ejemplo que el fin del material es para uso médico: una prótesis.
Para ella es necesario realizar pruebas para observar si el nuevo material es tóxico o no para
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el ser humano. Las pruebas se realizan primero en animales, y una vez aprobadas, se hacen
grupos de muestreo en humanos. Por último, si el material cumple con las especificaciones
necesarias para la salud humana, se programa su venta comercial. De ahí que el costo de las
nuevas medicinas o de los nuevos materiales que contengan esta nueva tecnología sea tan
elevado. Por desgracia, hay individuos que se aprovechan de esto y encarecen sin proporción
alguna el mercado correspondiente.
RESUMEN
De esta forma, cada área tiene su enfoque o su ciencia afín a la cual se quiera hacer la
investigación. Para los polímeros, algunas de las tantas ciencias relacionadas son la medicina (prótesis), los plásticos (bolsas, envolturas, etcétera), textiles, ingeniería, arquitectura,
química de alimentos, diseño industrial, ciencia espacial, entre muchas otras.
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6/30/06 7:48:19 AM
Evalúate y aplica tus conocimientos
1. Relaciona la ciencia de los nuevos materiales con lo que vayas a estudiar en la
universidad.
2. Si después de haber leído este capítulo se te ocurrió algún otro invento distinto
al que habías puesto al inicio del mismo, redáctalo de nuevo.
3. Si hablamos del invento que incluiste al inicio del capítulo o en la pregunta
anterior, ¿qué áreas de otras ciencias estarían involucradas?
4. Para ese mismo invento, ¿qué prioridades le darías? Por ejemplo, que no afecte
al medio ambiente, que sea en beneficio de la sociedad, que su producción no
sea costosa ni económica ni ambientalmente…
5. Habla con tus compañeros sobre sus inventos y compárenlos. Hagan un grupo
con los que exista una relación y unifiquen los inventos para que su equipo sea
beneficiado, pero sin perjudicar a los demás.
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El lenguaje de
la química
Lo que vamos a
estudiar
4.1
El lenguaje de la
química
4.1.1 Símbolos
y fórmulas
químicas
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¡Activa tus ideas!
panthera leo
¿Conoces el proceso
eso para darle nombre científ
ntífico a un animal determin
minado?
¿Sabes qué hacee la IUPAC (por
sus siglas en
n in
inglés)?
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6/30/06 7:49:16 AM
4.1 El lenguaje de la química
La IUPAC (por
sus siglas en
inglés) es la Unión
Internacional de
Química Pura y
Aplicada.
La nomenclatura
química es el
sistema que
permite nombrar
a los compuestos
químicos.
Un compuesto
es una sustancia
que resulta de
la combinación,
en proporciones
definidas, de dos o
más elementos.
En todos los ámbitos, tanto de la vida cotidiana como de las disciplinas científicas, sociales,
artísticas y demás actividades humanas, ha sido necesario elaborar y convenir un lenguaje
universal a fin de lograr una comunicación eficaz con la que se identifiquen hechos, conceptos y procedimientos.
En el caso de la química, la nomenclatura de elementos y compuestos es una parte
importante de su lenguaje, ya que toda la materia que existe en el Universo está formada
por elementos y compuestos químicos. Así, puede decirse que la química va más allá de los
confines de nuestro planeta y que la nomenclatura se aplica a todo tipo de materia, pues los
elementos que la componen son los mismos.
La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, por sus siglas en inglés) se
fundó en 1921 y desde entonces actúa como un árbitro que propone reglas o acuerdos para
asignar el nombre a los nuevos elementos o compuestos que se descubran o se preparen.
En este capítulo estudiaremos el sistema de nombres y fórmulas para sustancias inorgánicas, es decir, la nomenclatura química.
Clasificación de los compuestos
Una forma de simplificar la nomenclatura es una clasificación simple. Como hemos visto,
existen múltiples formas de clasificar los compuestos químicos. Para los fines de este texto,
los compuestos se clasificarán según el número de elementos que los formen, a saber:
• Compuestos binarios: sustancias que sólo se componen de dos elementos.
• Compuestos poliatómicos: sustancias que se componen de tres o más elementos.
Compuestos binarios. A su vez, los compuestos binarios pueden ser iónicos y covalentes.
Los compuestos binarios iónicos reciben el nombre de sales binarias. Las sales binarias
no forman moléculas, sino agregados de iones unidos por la carga opuesta de sus iones.
El compuesto será preponderadamente iónico si la diferencia de electronegatividades
entre el metal y el no metal es mayor a 1.7. Cuando la diferencia de electronegatividades es
menor a 1.7, los compuestos binarios serán preponderadamente covalentes y formarán
compuestos moleculares.
Aumento del carácter iónico
1.7
Aumento del carácter covalente
Número de oxidación (nox). El número de oxidación es la carga que adquiere un átomo por
intercambio de electrones de su capa de valencia para formar compuestos iónicos o covalentes. Esta carga se asigna como si se tratara de compuestos iónicos, es decir, asumiendo que
el elemento más electronegativo será el anión y el menos electronegativo, el catión. A los
elementos libres o sin combinar se les asigna un número de oxidación de cero.
Número de oxidación de elementos representativos que forman iones. Cuando forman
compuestos binarios iónicos, los elementos representativos que se combinan ceden o ganan
electrones para formar iones positivos y negativos, respectivamente. La carga iónica, positiva
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6/30/06 7:49:24 AM
o negativa, es el número de oxidación de los iones. Esta carga suele representarse como
superíndice a la derecha del elemento en cuestión. En este proceso los iones adquieren, casi
siempre, la configuración electrónica estable ns2np6, salvo en los casos de los elementos Li,
Be y B. En éstos, la configuración estable es 1s2.
Consideremos la formación del compuesto iónico NaF. Para el Na0 (electronegatividad ≈ 1)
es más fácil ceder el electrón 3s1 y adquirir la configuración estable Na que ganar siete
electrones.
Na0 [1s22s22p63s1]0 →
nox 0
Na [1s22s22p6] e
nox 1
Para el F0 (electronegatividad ≈ 4) es más sencillo ganar un electrón para adquirir la
configuración estable F que perder siete electrones.
F0 [1s22s22p5]0 e →
nox 0
F [1s22s22p6]
nox 1
La diferencia de electronegatividades es mayor a 3 y, por lo tanto, se formará el compuesto iónico NaF.
Compuestos binarios covalentes de los elementos representativos. La formación de compuestos binarios covalentes sólo ocurre cuando se combinan dos no metales. Aquí se comparten los electrones de la capa de valencia para dar lugar a enlaces covalentes de polaridad
variable (entre 0.0, apolares, hasta 1.7, polares). Sólo se forman compuestos moleculares. En
este caso, no siempre se adquiere la configuración estable ns2np6 al compartir los electrones
de la capa de valencia.
Número de oxidación de los elementos representativos que forman compuestos covalentes.
Consideremos la formación de la molécula del agua. Aquí, dos átomos de hidrógeno (electronegatividad ≈ 2.1) comparten su electrón de valencia con los dos electrones de la capa de
valencia de un átomo de oxígeno (electronegatividad ≈ 3.5) para formar dos enlaces covalentes H O polares, cuya diferencia de electronegatividades es de 1.4.
Por lo tanto, el par de electrones compartido estará más cerca del átomo de oxígeno (el
más electronegativo) que adquirirá una carga parcial negativa (2). Por su parte, el átomo
de hidrógeno (el menos electronegativo) tendrá una carga parcial positiva (1). Estas cargas parciales corresponden a los números de oxidación, pero debes recordar que no son cargas iónicas,
aunque se les considere así.
Los números de oxidación posibles de los elementos representativos se compendian en
la siguiente tabla:
Tabla 1
Configuración electrónica
Grupo
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1(IA)
ns1
2(IIA)
ns2
13(IIIA)
ns2np1
14(IVA)
ns2np2
15(VA)
ns2np3
16(VIA) 17(VIIA)
ns2np4 ns2np5
1
2
3
4
3
2
1
Número de
.
.
.
.
oxidación
.
.
.
.
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Grupo
1(IA)
ns1
2(IIA)
ns2
13(IIIA)
ns2np1
14(IVA)
ns2np2
15(VA)
ns2np3
.
.
16(VIA) 17(VIIA)
ns2np4 ns2np5
4
Número de
oxidación
5
.
.
.
.
.
.
6
.
7
Como puedes ver, el número de oxidación de los elementos de los grupos 1(IA), 2(IIA) y
13(IIIA) son positivos y a partir del grupo 14(IVA) pueden tener números de oxidación negativos (cuando se combinan con elementos menos electronegativos) y positivos (cuando se
combinan con elementos más electronegativos).
El caso del hidrógeno es una excepción. Cuando se combina con los metales, su número
de oxidación es 1 y cuando se combina con no metales más electronegativos que él, su nox
es 1.
Es conveniente recordar que la tendencia de los valores de electronegatividad va en aumento al recorrer de izquierda a derecha un periodo y al ascender por un grupo.
Escritura de fórmulas de sales binarias
La fórmula de las sales binarias se escribe utilizando los símbolos de los elementos que las
componen y representa el número de átomos que entran en combinación.
Primero se escribe el símbolo del elemento menos electronegativo seguido del elemento
más electronegativo. Este último debe ser un no metal. Como recordarás, los no metales
están separados de los metales por una “escalera” en la tabla periódica. Al combinar metales
con metales, pueden formarse aleaciones (mezclas homogéneas sólidas).
La proporción del número de átomos que entra en combinación se escribe como subíndice a la derecha del símbolo correspondiente. Esta proporción se puede determinar
mediante los números de oxidación (nox) de sus elementos. Si sólo entra en combinación
un átomo, no se escribe el subíndice que lo representa. Cuando se combina un elemento del
grupo 1(IA), por ejemplo el K (nox 1) con uno del grupo 17(VIIA), como el Br (nox 1),
la fórmula del compuesto que forman es KBr. Si se combina el Mg2 con el N3, la fórmula
del compuesto es Mg3N2.
Los subíndices son unitarios y no se indican
KBr
Elemento menos
electronegativo
Elemento más
electronegativo
Mg2N3
Subíndices que indican el número de átomos
Ejercicios
1. Utiliza una tabla periódica y escribe en tu cuaderno 10 ejemplos distintos de fórmulas de
compuestos binarios que estén formados por elementos de estos dos grupos (IA y VIIA).
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6/30/06 7:49:26 AM
2. ¿Cuáles serían los subíndices de la fórmula del compuesto que resultaría de la combinación de un elemento del grupo 2(IIA) con uno del grupo 17(VIIA)? Escribe en tu
cuaderno 10 ejemplos de compuestos con estos grupos.
3. Dados los grupos de la tabla periódica del cuadro siguiente, llena los espacios en
blanco para determinar la proporción atómica de los compuestos binarios que se forman. Recuerda que el primer grupo que aparece antes de los dos puntos es el menos
electronegativo (metal o no metal) y el que está después, el más electronegativo (no
metal). (Te ayudará recordar lo que trabajaste en el tema de las leyes ponderales).
1(IA):17(VIIA)
Grupos
1(IA):15(VA)
1(IA):14(IVA)
2(IIA):15(VA)
2(IIA):14(IVA)
2:1
Proporción
atómica
2(IIA):17(VIIA)
Grupos
1(IA):16(VA)
2(IIA):16(VIA)
3:2
Proporción
atómica
13(IIIA):17(VIIA)
Grupos
13(IIIA):15(VA)
13(IIIA):14(IVA)
14(IVA):15(VA)
14(IVA):14(IVA)
2:3
Proporción
atómica
14(IVA):17(VIIA)
Grupos
13(IIIA):16(VIA)
14(IVA):17(VIA)
1:1
Proporción
atómica
4. Una vez que hayas llenado los espacios del cuadro anterior, cerciórate de haber escrito
la proporción correcta y da 10 ejemplos de cada proporción.
De nuevo, es conveniente recordar que el hidrógeno puede tener un nox de 1 cuando se
combina con metales y de 1 cuando lo hace con no metales más electronegativos que él.
A continuación aparecen la fórmula del tipo de compuestos que se forman y su número de
oxidación, donde el no metal es oxígeno.
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Fórmula del compuesto
Número de oxidación de M
M2O
1
MO
2
M2O3
3
MO2
4
M2O5
5
MO3
6
M2O7
7
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5. Consulta en una tabla periódica los estados de oxidación de los metales más comunes
y escribe en tu cuaderno la fórmula de sus óxidos.
Escritura de fórmulas de compuestos binarios covalentes
Al igual que en los compuestos iónicos, primero se escribe el símbolo del elemento menos
electronegativo seguido del más electronegativo. En este caso puedes utilizar la siguiente
serie de no metales para saber cuál escribes primero y cuál a continuación.
Si, B, P, H, C, Si, S, Se, I, Br, N, Cl, O, F.
Como lo podrás advertir, están escritos en orden de electronegatividad creciente. También encontrarás que algunos no metales tienen electronegatividades iguales y te será difícil
determinar qué símbolo escribes primero y cuál después. El oxígeno se combina con los no
metales para formar muchos tipos de compuestos binarios; la fórmula de éstos puede generalizarse de la siguiente manera, donde X es el no metal :
Fórmula del compuesto
Número de oxidación del no metal (X)
X2O
1
XO
2
X2O3
3
XO2
4
X2O5
5
XO3
6
X2O7
7
Es común que el oxígeno y los halógenos muy electronegativos F y Cl formen compuestos binarios con elevados estados de oxidación de estos elementos. Por ejemplo, ReF6, IrF6,
SF6, Mn2O7, CrO3 RuO4, OsO4, MoCl5, WCl5. Casi todos los demás no metales forman compuestos con los metales en estados bajos de oxidación.
3(IIIB) 4(IVB) 5(VB)
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6(VIB)
7(VIIB)
2, 3, 6
Cr
2, 3, 4, 7 2, 3
Mn
Fe
3
Sc
2, 3, 4
Ti
2, 3, 4
V
3
Y
2, 3, 4
Zr
3, 4, 5 2, 3, 4, 5, 6
Nb
Mo
3
La
2, 3, 4 2, 3, 4, 5 2, 4, 5, 6
Hf
Ta
W
7
Tc
3, 5
Re
8
9
(VIIB)
10
11 12(IIB)
(IB)
2, 3
Co
2, 3
Ni
1, 2
Cu
2
Zn
3
Rh
2, 3
Pd
1
Ag
2
Cd
2, 3, 4 1, 2, 3, 4 1, 2, 3, 4 1, 3
Os
Ir
Pt
Au
1, 2
Hg
3, 5
Ru
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4.1.1 Símbolos y fórmulas químicas: Nomenclatura de los compuestos
Desde que se conocieron y se utilizaron los compuestos químicos se intentó distinguirlos
entre sí al asignarles nombres comunes con base en sus propiedades físicas, químicas y
organolépticas o usos más destacados. También se recurrió a su origen. Ésta es una nomenclatura común y dice muy poco o nada acerca de la composición química; sin embargo, sigue
siendo de uso ordinario entre químicos y legos en la materia. En la tabla 2 aparecen algunos
ejemplos de nombres comunes de algunos compuestos y su composición química.
Tabla 2. Nombres comunes, fórmulas y nombre químico de algunos compuestos
de sustancias de uso corriente
Nombre común
Fórmula
Nombre químico
Acetileno
C2H2
Etino
Cal viva
CaO
Óxido de calcio
Cal apagada
Ca(OH)2
Hidróxido de calcio
Agua
H2O
Agua
Galena
PbS
Sulfuro plumboso
Polvo para hornear
NaHCO3
Hidrógeno carbonato de sodio
Azúcar de mesa (azúcar de caña
o remolacha)
C12H22O11
Sacarosa (β–D–Fructofuranosil–
D–glucopiranósido)
Bórax
Na2B4O7 . 10H2O
Tetraborato de sodio
decahidratado
Flor de azufre
S8
Azufre
Calcita, mármol, piedra caliza
CaCO3
Carbonato de calcio
Cremor tártaro soluble
Bitartrato de potasio
Sal de Epsom
K2HC4H4O6
MgSO . 7H O
Cupricina
CuCN
Cianuro cuproso
Sílice
SiO2
Dióxido de silicio
Azul de Prusia
K4[Fe(CN)6]3
Ferrocianuro de potasio
Ácido múcico
C6H10O8
Ácido galactosacárico
4
2
Sulfato de magnesio
heptahidratado
Conforme ha avanzado la química, han aparecido propuestas de nomenclatura con base
en la composición química, aunque también han sido rebasadas por alguna otra. La IUPAC
ha tratado de unificar la nomenclatura química, pero en muchos casos, el nombre común
sigue siendo utilizado. Por estas razones, se mencionarán las que más aparecen en todo tipo
de publicaciones:
• Nomenclatura antigua (clásica)
• Nomenclatura de Stock
• Nomenclatura IUPAC
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6/30/06 7:50:13 AM
Nomenclatura antigua (clásica) de compuestos binarios
Nomenclatura antigua de sales binarias. Como ya se mencionó, estas sales están formadas
por un catión metálico casi siempre monoatómico y un anión no metálico, también monoatómico, por lo general. Como recordarás, en su fórmula primero se escribe el símbolo del
catión y enseguida el del anión; sin embargo, su nombre comienza por el del anión. Por
ejemplo:
Nombre: cloruro de calcio
{
{
Fórmula
(catión anión)
CaCl2
(anión
catión)
Nombre de los aniones. Para dar el nombre en ésta y las demás nomenclaturas (Stock y
IUPAC) primero se menciona la raíz del nombre del anión al que se agrega el sufijo —uro,
seguido del nombre del catión. A diferencia de los demás aniones, en el caso de los aniones
del oxígeno, el sufijo es —ido.
En el siguiente cuadro se compendia el nombre de los aniones monoatómicos más comunes. El oxígeno también forma iones diatómicos, pero el más común es el ión monoatómico O2. Aunque el hidrógeno realmente no forma sales binarias, es conveniente incluirlas
aquí, ya que frente a los metales el hidrógeno forma el hidruro correspondiente y en algunos
casos éste es iónico.
Tabla 3. Nombre y símbolo de los elementos que forman aniones
Elemento y símbolo
Anión
Nombre del anión
Flúor
F
F
Fluoruro
Cloro
Cl
Cl
Cloruro
Bromo
Br
Br
Bromuro
Yodo
I
I
Yoduro
Oxígeno
O
O2
Óxido
O2
2
Peróxido
O2
Superóxido
Azufre
S
S2
Sulfuro
Selenio
Se
Se2
Selenuro
Nitrógeno
N
3
N
Nitruro
Hidrógeno
H
H
Hidruro
Nombre de los cationes. Cuando el catión tiene un solo estado de oxidación puede agregarse
el sufijo —ico a la raíz del nombre del catión, o bien, mencionar la preposición de seguida
del nombre del metal. En el siguiente cuadro aparecen los iones de los metales que forman
un solo catión. Recuerda que el H sólo adquiere esta carga cuando está combinado con
elementos no metálicos más electronegativos que él.
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Tabla 4. Símbolo y grupo de los elementos que forman un solo catión.
Grupo
1(IA)
Catión
H
2(IIA)
3(IIIB)
11(IB)
12(IIB) 13(IIIA) 14(IVA 15(IIIA)
Li
Be2
B3
Na
Mg2
Al3
K
Ca2
Sc3
Rb
Sr2
Y3
Cs
Ba2
La3
*NH4
Zn2
Ag
Cd2
In3
*Aunque el NH4 (ión amonio) no es exactamente un catión, se comporta como tal.
Ejercicio
Utiliza los iones de las tablas 3 y 4 para escribir la fórmula y el nombre de 20 sales binarias.
Incluye también hidruros metálicos y sales de amonio.
Nombre de los óxidos binarios. Como se mencionó, los compuestos binarios que forma
el oxígeno con los metales (representativos o de transición) reciben el nombre de óxidos,
peróxidos o superóxidos. Al igual que en las sales binarias, primero se menciona el nombre
del anión; en este caso, óxido, peróxido o superóxido, seguido del nombre del catión. Cabe
destacar que los únicos elementos que forman superóxidos son los metales alcalinos.
Ejemplos
CaO
óxido cálcico
u
óxido de calcio
CaO2
peróxido cálcico
o
peróxido de calcio
Na2O
óxido sódico
u
óxido de sodio
Na2O2
peróxido sódico
o
peróxido de sodio
Na2O2
superóxido sódico
o
superóxido de sodio
Al2O3
óxido alumínico
u
óxido de aluminio
Nomenclatura antigua (clásica) de sales binarias de metales que exhiben dos o más estados
de oxidación. Al igual que en las sales donde el catión sólo tiene un estado de oxidación,
primero se menciona el nombre del anión seguido del nombre del catión. Para distinguir los
estados de oxidación del catión se utilizan los sufijos —oso (nox más bajo) e —ico (nox más
alto). Cuando el no metal es oxígeno, el nombre es óxido.
E0319-Unidad 4.indd 201
6/30/06 7:50:14 AM
Ejemplos
FeCl2
cloruro ferroso
FeCl3
cloruro férrico
CoBr2
CoF2
bromuro cobaltoso
fluoruro cobaltoso
CoF3
fluoruro cobáltico
SnO
SnO2
óxido estanoso
óxido estánico
Cu2S
sulfuro cuproso
CuS
sulfuro cúprico
Cu3N
nitruro cuproso
En esta nomenclatura, solamente se puede dar nombre a compuestos binarios con dos estados de oxidación.
Nomenclatura de Stock de sales y óxidos binarios. En esta nomenclatura se menciona primero el nombre de la raíz del anión con el sufijo —uro; es decir, el nombre del anión es igual
que en la nomenclatura antigua. Enseguida se menciona el nombre del catión y su estado
de oxidación se escribe en número romano entre paréntesis. Cuando el no metal es oxígeno,
el nombre es óxido.
FeCl2
FeCl3
cloruro de hierro (II)
cloruro de hierro (III)
SnO
SnO2
CoBr2
CoF3
MnO
Mn2O3
MnO2
Mn2O7
óxido de estaño (II)
óxido de estaño (IV)
bromuro de cobalto (II)
fluoruro de cobalto (III)
óxido de manganeso (II)
óxido de manganeso (III)
óxido de manganeso (IV)
óxido de manganeso (VII)
Cu2S
CuS
Cu3N
sulfuro de cobre (I)
sulfuro de cobre (II)
nitruro de cobre (I)
En esta nomenclatura se puede dar nombre a todos los compuestos binarios.
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Nomenclatura IUPAC de sales y óxidos binarios. En esta nomenclatura se menciona primero
el nombre de la raíz del anión con el sufijo —uro. Esto es, el nombre del anión es igual que en
la nomenclatura antigua y la de Stock, sólo que aquí se indica el número de veces que aparece
dicho anión con los prefijos di—, tri—, tetra, etcétera. A continuación se menciona el nombre del metal precedido del prefijo que indica el número de veces que aparece:
FeCl2
FeCl3
dicloruro de hierro
tricloruro de hierro
SnO
SnO2
óxido de estaño
dióxido de estaño
MnO
Mn2O3
MnO2
Mn2O7
óxido de manganeso
trióxido de dimanganeso
dióxido de manganeso
heptóxido de dimanganeso
Cu2S
sulfuro de dicobre
CuS
Cu3N
sulfuro de cobre
nitruro de tricobre
Nomenclatura de compuestos binarios covalentes
Si, B, P, H, C, Si, S, Se, I, Br, N, Cl, O, F
Nomenclatura antigua (clásica). Para dar nombre a estos compuestos, primero se menciona la raíz del nombre del no metal que se encuentra a la derecha seguido del sufijo —uro
y enseguida el nombre del no metal. Los compuestos de hidrógeno y oxígeno de los demás
no metales se tratarán por separado. Escribe 10 ejemplos de compuestos binarios de los no
metales, que no sean óxidos o compuestos de hidrógeno, y dales nombre.
Combinación del hidrógeno con los no metales. El hidrógeno se combina con los no metales
para formar compuestos binarios con características muy diferentes. Esto puede explicarse,
en cierta forma, por la electronegatividad del átomo con que se combina y en consecuencia
su nombre dependerá de esta particularidad. Por ejemplo:
Compuesto
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Nombre
Nombre disuelto en agua
HF
HCl
HBr
HI
fluoruro de hidrógeno
cloruro de hidrógeno
ácido fluorhídrico
ácido clorhídrico
bromuro de hidrógeno
yoduro de hidrógeno
ácido bromhídrico
ácido yodhídrico
H2S
H2Se
H2Te
sulfuro de hidrógeno
selenuro de hidrógeno
telururo de hidrógeno
ácido sulfhídrico
ácido selenhídrico
ácido telurhídrico
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NH3
PH3
amoníaco
fosfina
“hidróxido de amonio”
AsH3
SbH3
arsina
estibina
arsenuro de hidrógeno o trihidruro de arsénico
hidruro de antimonio
CH4
metano
SiH4
GeH4
silano
germano
SnH4
PbH4
estanano
plumbano
BH3
borano
monosilano tetrahidruro de silicio
Óxidos de los no metales. Los no metales forman muchos óxidos y en esta nomenclatura
reciben el nombre de anhídridos. A continuación se dan los prefijos y sufijos que se agregan
a la raíz del nombre del no metal con base en sus números de oxidación.
Números de oxidación
1
2
3
5
4
6
7
Prefijo
Sufijo
hipo—
—oso
—oso
—ico
per —
—ico
Cuando el no metal presenta su estado de oxidación máximo, el sufijo siempre es —ico.
Ejemplos
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Cl2O
Cl2O3
ClO2
Cl2O5
Cl2O7
anhídrido hipocloroso
anhídrido cloroso
no tiene nombre en esta nomenclatura
anhídrido clórico
anhídrido perclórico
SO
anhídrido hiposulfuroso
SO2
SO3
anhídrido sulfuroso
anhídrido sulfúrico
P2O3 (P4O6)
P2O5 (P4O10)
anhídrido fosforoso
anhídrido fosfórico
CO2
SiO2
anhídrido carbónico
anhídrido silícico
B2O3
anhídrido bórico
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Ejercicio
Consulta en una tabla periódica los números de oxidación de los demás no metales, escribe
20 ejemplos de anhídridos y dales nombre.
Nomenclatura de Stock de óxidos de no metales. Se menciona la palabra óxido, a continuación la preposición de, enseguida el nombre del no metall y por último el número de
oxidación del no metal entre paréntesis.
Ejemplos
Cl2O
Cl2O3
óxido de cloro (I)
óxido de cloro (III)
ClO2
Cl2O5
óxido de cloro (IV)
óxido de cloro (V)
Cl2O7
óxido de cloro (VII)
SO
SO2
SO3
óxido de azufre (II)
óxido de azufre (IV)
óxido de azufre (VI)
P4O6(P2O3)
P4O10(P2O5)
óxido de fósforo (III)
óxido de fósforo (V)
CO2
SiO2
óxido de carbono (IV)
dióxido de silicio
B2O3
óxido de boro (III)
Nomenclatura IUPAC de los óxidos de los no metales. Primero se menciona la palabra óxido
precedida del cardinal correspondiente, seguida del nombre del no metal, también precedido
del cardinal correspondiente.
Ejemplos
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Cl2O
Cl2O3
ClO2
Cl2O5
Cl2O7
óxido de dicloro
trióxido de dicloro
dióxido de cloro
pentóxido de cloro
heptóxido de dicloro
SO
SO2
SO3
óxido de azufre
dióxido de azufre
trióxido de azufre
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P2O3 (P4O6)
P2O5 (P4O10)
trióxido de difósforo (hexaóxido de tetrafósforo)
pentóxido de difósforo (decaóxido de tetrafósforo)
CO2
SiO2
dióxido de carbono
dióxido de silicio
B2O3
trióxido de diboro
Compuestos poliatómicos
Escritura de fórmulas de compuestos poliatómicos
Compuestos que tienen tres tipos de átomos, incluido el oxígeno. Aunque aquí se utiliza el
agua como medio para llegar a la fórmula de los compuestos con tres átomos que contienen
oxígeno, no quiere decir que éste sea su método de preparación; no obstante, en algunos
casos sí coincide.
Partiremos del hecho de que se cumplen los siguientes procesos:
Óxido no metálico H2O hidróxido no metálico (oxiácidos u oxoácidos)
Óxido metálico H2O hidróxido metálico (básico, anfótero, ácido)
Para abordar esta parte es necesario definir ácido y base de Arrhenius.
Una base de
Arrhenius es una
sustancia que al
disociarse produce
iones hidroxilo
(OH).
Base: sustancia que en solución acuosa produce iones hidroxilo OH .
Ácido: sustancia que en solución acuosa produce iones hidronio H.
Anfótero: sustancia que en solución acuosa actúa como ácido frente a las bases y como base
frente a los ácidos.
Adición de agua a óxidos no metálicos. Iniciaremos con la adición de agua a óxidos no metálicos, con lo cual se generan hidróxidos ácidos (oxiácidos u oxoácidos).
Un ácido de
Arrhenius es una
sustancia que al
disociarse produce
iones hidronio (H).
Escritura de fórmulas de oxiácidos (oxoácidos). De nuevo, la adición de agua al óxido no
metálico no significa que el oxiácido se pueda preparar por este método; aquí, éste se utilizará con la finalidad de escribir su fórmula. X representa el no metal combinado con el
oxígeno. También es posible que no exista el óxido correspondiente, pero sí su oxiácido.
Asimismo, quizás no exista el oxiácido, pero sí sus sales. Un caso más es la existencia de las
sales de los oxiácidos sólo en solución acuosa.
Óxidos X2O
X2O
Oxiácido
Ejemplos
HXO
HClO
HBrO
HIO
H2N2O2
H2 O
H2X2O2
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Óxidos XO
XO
Oxiácido
Ejemplos
H2XO2
H2SO2
Oxiácido
Ejemplos
HXO2
HClO2
HBrO2
HIO2
HNO2
Oxiácido
Ejemplos
H3XO3
H3BO3
H3PO3
H2 O
H2XO2
Óxidos X2O3
X2O3
H2 O
H2X2O4
X2O3
3H2O
H6X2O6
H3AsO3
Óxidos XO2
XO2
Oxiácido
Ejemplos
H2XO3
H2CO3
H2SO3
H2SiO3
Oxiácido
Ejemplos
HXO3
HClO3
HBrO3
HIO3
HNO3
Oxiácido
Ejemplos
H4X2O7
H4P2O7
H2 O
H2XO3
Óxidos X2O5
X2O5
H2 O
H2X2O6
Óxidos X2O5
X2O5
2(H2 O)
H4X2O7
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Óxidos X2O5
X2O5
Oxiácido
Ejemplos
H3XO4
H3PO4
H3AsO4
Oxiácido
Ejemplos
H2XO4
H2SO4
H2SeO4
Oxiácido
Ejemplos
H6XO6
H6XO6
H6TeO6
X2O7
Oxiácido
Ejemplos
HXO4
HClO4
3(H2O)
H6X2O8
Óxidos XO3
XO3
H2 O
H2XO4
XO3
3(H2O)
H2 O
H2X2O8
HIO4
Nomenclatura de los oxiácidos (oxoácidos)
Nomenclatura antigua
El nombre de los ácidos es igual que el de los anhídridos, sólo que la palabra ácido sustituye
a la de anhídrido.
Ejemplos
Anhídrido
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Ácido
Fórmula
Nombre
Fórmula
Nombre
Cl2O
anh. hipocloroso
HClO
ácido hipocloroso
N2O3
anh. nitroso
HNO2
ácido nitroso
CO2
anh. carbónico
H2CO3
ácido carbónico
Br2O5
anh. brómico
HBrO3
ácido brómico
SO3
anh. sulfúrico
H2SO4
ácido sulfúrico
Cl2O7
anh. perclórico
HClO4
ácido perclórico.
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En general, el nombre antiguo de los ácidos orto— se menciona sin el prefijo. Por
ejemplo:
H3PO4
ácido fosfórico
H3BO3
ácido bórico
H3PO3
ácido fosforoso
Ejercicio
Escribe el nombre de los oxiácidos que aparecen en todos los ejemplos que se dieron en la
sección sobre la escritura de fórmulas de oxiácidos.
Nomenclatura de Stock
En esta nomenclatura desaparecen los prefijos y sufijos de la nomenclatura antigua hipo—,
—oso y per—. Sólo se conserva el sufijo —ico. El estado de oxidación del no metal en el
óxido también se conserva y se calcula de la siguiente manera:
1. Al oxígeno —el no metal más electronegativo— siempre se le asigna un estado de
oxidación 2, salvo en los peroxiácidos donde es 1.
2. Al hidrógeno siempre se le asigna el estado de oxidación 1.
3. Al no metal con que están combinados el H y el O2 se le asigna lo que resta como
carga positiva entre los dos.
4. La suma de los números de oxidación debe ser igual a cero.
Ejemplos
Determinación de los números de oxidación de los átomos de los ácidos HNO2 y
HNO3.
Podemos separar la molécula de HNO2 siguiendo las etapas que se acaban de
mencionar (1–4).
HNO2
Separación de todos los componentes de manera individual para determinar el
número de oxidación del “átomo central” (el nitrógeno).
H Nx 2O2
1(1) x 2(2) 0
1x40
x 4 (número de oxidación del nitrógeno)
Este número de oxidación, 4, se utiliza para darle nombre al HNO2 como ácido
nítrico (IV), ya que el número de oxidación del nitrógeno es 4.
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HNO3
La molécula de HNO3 se separa de la misma forma. Es decir, se separan todos los
componentes de manera individual para determinar el número de oxidación del
“átomo central” (el nitrógeno).
H Nx 3O2
1(1+) x 3(2–) 0
1x60
x 5 (número de oxidación del nitrógeno)
Este número de oxidación, 5, se utiliza para darle nombre al HNO3 como ácido
nítrico (V), ya que el número de oxidación del nitrógeno es 5.
H3PO4
3H Px 4O2
3(1) x 4(2) 0
3x80
x 5
En consecuencia, el H3PO4 se llama ácido fosfórico (V); sin embargo, los ácidos
HPO3 y H4P2O7 tendrían el mismo nombre, ya que el estado de oxidación del fósforo
en éstos sería igual al del H3PO4. Veamos:
HPO3
H Px 3O2
1(1) x 3(2) 0
1x60
x 5 (número de oxidación del fósforo)
H4P2O7
4H 2P
Px 7O2
4(1) 2x 7(2) 0
4 2x 14 0
2x70
x = 5 (número de oxidación del fósforo)
Por lo tanto, esta nomenclatura no sería útil en casos como el presente.
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6/30/06 7:50:19 AM
Ejemplos
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
ácido clórico (I)
ácido clórico (III)
ácido clórico (V)
ácido clórico (VII)
H2SO3
H2SO4
ácido sulfúrico (IV)
ácido sulfúrico (VI)
Nomenclatura IUPAC
En esta nomenclatura, que a pesar de su sencillez no ha sido muy aceptada, los ácidos se
consideran como compuestos de hidrógeno (sales de hidrógeno). Esta nomenclatura puede
resumirse en las siguientes reglas.
1. La palabra ácido no se menciona.
2. El nombre comienza con el oxígeno al que se da el nombre de oxo. El número de
veces que aparece el oxígeno se indica mediante el prefijo adecuado.
3. A continuación se menciona la raíz del átomo central a la que se agrega el sufijo
—ato.
4. Por último, se menciona la palabra hidrógeno precedida del prefijo que señale las
veces que aparece.
También, en ocasiones se acepta la alternativa II, una mezcla de las nomenclaturas antigua e IUPAC, que aparece de la siguiente manera:
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Alternativa I
Alternativa II
HClO
oxoclorato de hidrógeno
clorato de hidrógeno
HNO2
dioxonitrato de hidrógeno
nitrato de hidrógeno
H3BO3
trioxoborato de trihidrógeno
H2CO3
trioxocarbonato de dihidrógeno
HBrO3
trioxobromato de hidrógeno
H2SO4
tetraoxosulfato de dihidrógeno
HClO4
tetraoxoclorato de hidrógeno
HPO3
trioxofosfato de hidrógeno
H4P2O7
tetraoxodifosfato de tetrahidrógeno
pirofosfato de tetrahidrógeno
H3PO4
trioxofosfato de trihidrógeno
ortofosfato de trihidrógeno
carbonato de dihidrógeno
sulfato de dihidrógeno
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Oxisales (oxosales) neutras
Pueden definirse como compuestos que resultan de la sustitución total de los hidrógenos
ácidos H (protones) de los oxiácidos por iones metálicos. La porción restante del ácido
recibe el nombre de oxianión.
Para escribir la fórmula de las oxisales se hará lo siguiente:
1. Separar los hidrógenos ácidos H (protones) de la fórmula del oxiácido para obtener
el oxianión correspondiente.
Ejemplos
HNO3
Hay un solo hidrógeno al que se le asigna la carga 1. Por consiguiente, el oxianión
es el NO31 y su carga tendrá que ser de 1 (para neutralizar la carga positiva del
H). La suma de las cargas (positiva y negativa) debe ser igual a cero.
H (NO3) 0
1 1 0
El oxianión es el NO31
H2SO4
2H SO42 0
2 2 0
El oxianión es el SO42
H4P2O7
4H P2O74 0
4+ + 4 0
El oxianión es el P2O74
2. Efectuar la neutralización eléctrica de la carga negativa del oxianión por iones metálicos para obtener la fórmula de la sal neutra. Es una sal neutra porque la carga del
catión neutraliza por completo a la del oxianión. Por lo tanto, la suma de las cargas
del catión y del anión debe ser igual a cero. Observa cómo el coeficiente que aparece
antes del catión o del oxianión se escribe como subíndice. Cuando te pidan que separes los cationes y los aniones de las sales debes escribirlos de esta manera:
Si el catión es Na
Na NO31 NaNO3
1(1) 1(1) 0
(1) (1) 0
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2Na⫹ ⫹ SO42⫺ ⫽ Na2SO4
2(1⫹) ⫹ 1(2⫺) ⫽ 0
(2⫹) ⫹ (2⫺) ⫽ 0
4Na⫹ ⫹ P2O74⫺ ⫽ Na4P2O7
(4⫹) ⫹ (4⫺) ⫽ 0
Si el catión es Mg2⫹
Mg2⫹ ⫹ 2(NO31⫺) ⫽ Mg(NO3)2
1(2⫹) ⫹ 2(1⫺) ⫽ 0
(2⫹) ⫹ (2⫺) ⫽ 0
Mg2⫹ ⫹ SO42⫺ ⫽ MgSO4
1(2⫹) ⫹ 1(2⫺) ⫽ 0
(2⫹) ⫹ (2⫺) ⫽ 0
2Mg2⫹ ⫹ P2O74⫺ ⫽ Mg2P2O7
2(2⫹) ⫹ 1(4⫺) ⫽ 0
(4⫹) ⫹ (4⫺) ⫽ 0
Si el catión es Fe3⫹
Fe3⫹ ⫹ 3(NO31⫺) ⫽ Fe(NO3)3
1(3⫹) ⫹ 3(1⫺) ⫽ 0
(3⫹) ⫹ (3⫺) ⫽ 0
2Fe3⫹ ⫹ 3(SO42⫺) ⫽ Fe2(SO4)3
2(3⫹) ⫹ 3(2⫺) ⫽ 0
(6⫹) ⫹ (6⫺) ⫽ 0
4Fe3⫹ ⫹ 3(P2O74⫺) ⫽ Fe4(P2O7)3
4(3⫹) ⫹ 3(4⫺) ⫽ 0
(12⫹) ⫹ (12⫺) ⫽ 0
Nomenclatura de las oxisales neutras
Nomenclatura antigua (clásica). Primero se menciona el nombre del oxianión, el cual se
asigna con base en los prefijos y sufijos del nombre de los ácidos de los que provienen. A continuación se menciona el nombre del catión con los sufijos correspondientes —oso
—
o —ico.
Recuerda que esto último sólo se hace si el catión tiene más de un estado de oxidación.
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6/30/06 7:51:45 AM
Tabla 5. Asignación de los prefijos y sufijos de los oxianiones con base en el nombre
de los oxiácidos de que provienen.
Oxiácido
Oxianión
Prefijo
Sufijo
Prefijo
Sufijo
hipo–
–oso
hipo–
–oso
–ito
–ito
–ato
–ato
–ato
–ato
–ato
–ito
per–
piro–
meta–
orto–
–ico
–ico
–ico
–ico
–ico
per–
piro–
meta–
orto–
orto–
–oso
orto–
Tabla 6. Ejemplos de los nombres de algunos oxianiones
Oxiácido
Nombre del oxiácido
Oxianión
Nombre del oxianión
HClO
HNO2
H2SO4
HClO4
H4P2O7
H3PO3
HPO3
Ácido hipocloroso
Ácido nitroso
Ácido sulfúrico
Ácido perclórico
Ácido pirofosfórico
Ácido fosforoso
Ácido metafosfórico
ClO⫺
NO2⫺
SO42⫺
ClO4⫺
P2O74⫺
PO33⫺
PO3⫺
Hipoclorito
Nitrito
Sulfato
Perclorato
Pirofosfato
Fosfito
Metafosfato
Escribe el nombre de los oxianiones de todos los ejemplos de las de fórmulas de oxiácidos.
(Pág. 208-211).
Tabla 7. E
Ejemplos de nombres antiguos de algunas oxisales neutras
Fórmula
Nombre
Fórmula
Nombre
NaClO*
Ca(ClO)2
Hipoclorito de sodio
Hipoclorito de calcio
BeSeO4
Co3(AsO4)2
Selenato de berilio
Arsenato cobaltoso
Mg(ClO3)2
NaClO4
Clorato de magnesio
Perclorato de sodio
MnCO3
Ni(NO3)2
Carbonato manganoso
Nitrato niqueloso
Ca(H2PO2)2
MgSeO2
Ti2(SO4)3
CrSO4
Cr2(SO4)3
Hipofosfito de calcio
Selenito de magnesio
Sulfato titanoso
Sulfato cromoso
Sulfato crómico
Sc(NO3)3
Zr(SO4)2
Fe4(P2O7)3
FePO4
Nitrato de escandio
Sulfato de zirconio
Pirofosfato férrico
Fosfato férrico
*Sólo existe en solución acuosa
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Nomenclatura de Stock. En esta nomenclatura desaparecen los prefijos y sufijos de la nomenclatura antigua hipo—, —oso y per—. Sólo se conserva el sufijo —ico. El estado de
oxidación del no metal en la oxisal también se conserva y se calcula igual que en el caso
de los oxiácidos. El estado de oxidación del ión metálico se determina con base en la carga
del oxianión:
Ejemplo
Ti2(SO4)3
Carga total del oxianión (SO4)2⫺
3(2⫺) ⫽ 6⫺
Por lo tanto, la carga total del catión debe ser 6⫹
Como hay dos iones de Ti, su estado de oxidación debe ser 6⫹/2 ⫽ 3⫹
2Ti3⫹ ⫹ 3(SO4)2⫺ ⫽ Fe2(SO4)3
2(3⫹) ⫹ 3(2⫺) ⫽ 0
(6⫹) ⫹ (6⫺) ⫽ 0
En consecuencia:
2Ti3⫹ ⫹ 3S6⫹ ⫹ 3(4)O2⫺ ⫽ 0
2(3⫹) ⫹ 3(6⫹) ⫹ 12(2⫺) ⫽ 0
De manera estricta, este compuesto debería recibir el nombre de sulfato (VI) de
titanio (III) en la nomenclatura de Stock, pero se acepta el híbrido sulfato de titanio
(III). El vocablo híbrido indica que se trata de una mezcla de las nomenclaturas
antigua y de Stock. Esta nomenclatura híbrida es de uso muy generalizado.
Ejercicio
Utiliza las nomenclaturas de Stock e híbrida para dar nombre a los siguientes compuestos:
Fórmula
Nombre Stock
Nombre Stock alternativo
NaClO*
Ca(ClO)2
Mg(ClO3)2
NaClO4
Ca(H2PO2)2
MgSeO2
*Sólo existe en solución acuosa
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6/30/06 7:51:48 AM
Fórmula
Nombre Stock
Nombre Stock alternativo
Ti2(SO4)3
CrSO4
Cr2(SO4)3
BeSeO4
Co3(AsO4)2
MnCO3
Ni(NO3)2
Sc(NO3)3
Zr(SO4)2
Nomenclatura IUPAC de oxosales neutras. Para ilustrar esta nomenclatura tomaremos
como ejemplo la oxosal Na2SO4 y seguiremos paso a paso las siguientes reglas:
1. Se indica el número de átomos de oxígeno presentes como oxo—, precedido por el
prefijo que lo indique. Junto con el oxígeno se menciona la raíz del nombre del átomo
central a la que se agrega el sufijo —ato. En el caso que nos ocupa sería:
tetraoxosulfato
2. Se menciona el catión precedido por el prefijo que indique las veces que aparece. En
este caso es disodio. Por lo tanto, la oxosal Na2SO4 recibe el nombre de:
tetraoxosulfato de disodio
3. Si la oxosal es Ca(NO3)2, el subíndice fuera del paréntesis se indica con los prefijos
bis—, tris—, tetraquis—, etcétera. Así, esta oxosal recibe el nombre de:
bis—(trioxonitrato) de calcio
4. Si la oxosal fuera K2Cr2O7 recibiría el nombre de:
heptaoxodicromato de dipotasio
Nota importante. Así como se aceptan híbridos en la nomenclatura de Stock, aquí ocurre lo
mismo. Por ejemplo, la oxosal V2(SO4)3 recibe el nombre de trisulfato de divanadio. Estrictamente debería llamarse tris—(tetraoxosulfato) de divanadio.
Ejercicio
Llena los espacios de la tabla siguiente con los nombres que se piden.
Fórmula
Nombre IUPAC
Nombre IUPAC alternativo
NaClO*
Ca(ClO)2
Mg(ClO3)2
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6/30/06 7:51:49 AM
Fórmula
Nombre IUPAC
Nombre IUPAC alternativo
NaClO4
Ca(H2PO2)2
MgSeO2
Ti2(SO4)3
CrSO4
Cr2(SO4)3
BeSeO4
Co3(AsO4)2
MnCO3
Ni(NO3)2
Sc(NO3)3
Zr(SO4)2
Hidróxidos metálicos
Escritura de fórmulas. Como recordarás, cuando iniciamos la escritura de fórmulas de
compuestos que tienen tres átomos, incluido el oxígeno, habíamos partido del hecho de que
un óxido metálico con agua genera un hidróxido metálico. También recordarás que mencionamos que no es el método de preparación de los hidróxidos, aunque en algunos casos
coincide. Esto quedó resumido en la página 206 como:
M2O ⫹ H2O ⫽ hidróxido metálico (básico, anfótero, ácido)
Base: sustancia que genera iones hidróxido (OH)⫺ en solución acuosa y reacciona con los
ácidos en este medio formando una sal y agua.
Ácido: sustancia que genera iones hidronio (H3O)⫹ en solución acuosa y reacciona con las
bases en este medio para dar una sal y agua. (El ión H⫹ en solución se vuelve H3O⫹)
Anfótero: sustancia que en solución acuosa actúa como ácido frente a las bases y como base
frente a los ácidos. En ambas situaciones se forman una sal y agua.
De nuevo, la adición de agua al óxido metálico no significa que el hidróxido metálico se pueda
preparar por este método. Aquí se utilizará éste con la finalidad de escribir su fórmula. M representa
al metal combinado con el oxígeno. También es posible que no exista el óxido correspondiente,
pero sí su hidróxido metálico. También es posible que el hidróxido metálico no exista, aunque
sus sales sí. Un caso más es la existencia de las sales de los hidróxidos sólo en solución acuosa.
Óxidos M2O
Hidróxido metálico
Ejemplos
M2O
⫹
OH2
M2O2H2
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MOH
LiOH
NaOH
KOH
RbOH
CsOH
6/30/06 7:51:49 AM
Óxidos MO
MO
+
OH2
MO2H2
M(OH)2
Be(OH)2
Mg(OH)2
Ca(OH)2
Sr(OH)2
Ba(OH)2
Fe(OH)2
Pb(OH)2
V(OH)2
Mn(OH)2
Co(OH)2
Ni(OH)2
Cu(OH)2
Zn(OH)2
Cd(OH)2
Sn(OH)2
Pb(OH)2
(anfótero) H2ZnO2
(anfótero) H2CdO2
(anfótero) H2SnO2
(anfótero) H2PbO2
Óxidos M2O3
Hidróxido metálico
Ejemplos
M2O3
⫹
OH2
M2O4H2
MO(OH)
AlO(OH) anfótero (HAlO2)
GaO(OH) anfótero (HGaO2)
FeO(OH) básico
AuO(OH) anfótero (HAuO2)
ScO(OH) (l básico)
M(OH)3
Al(OH)3
Ga(OH)3
Fe(OH)3
Sc(OH)3
Y(OH)3
La(OH)3
V(OH)3
Cr(OH)3
Au(OH)3
(l ⫽ ligeramente básico)
M2O3
⫹
O3H6
M2O6H6
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anfótero H3AlO3
anfótero H3GaO3
básico (no se conoce)
(l básico)
(básico)
(básico)
(básico)
(anfótero) (H3CrO3)
(ácido) mejor H3AuO3
6/30/06 7:51:50 AM
Óxidos MO2
⫹
O2H4
M(OH)4
M(OH)4
Ti(OH)4
Zr(OH)4
Hf(OH)4
SnO(OH)2
Pb(OH)4
(ácido) H4TiO4
(anfótero)
(ácido) H2SnO3
(ácido) H4PbO4 o H2PbO3
Óxidos M2O5
⫹ H2
O
H2M2O6
HMO3
HVO3 H2V4O11
HNbO3
HTaO3
H2MO4
H2CrO4 H2Cr2O7
H2MoO4
H2WO4
H2MnO4
Óxidos MO3
⫹
H2 O
H2MO4
Óxidos M2O7
⫹
H2 O
H2M2O8
HMO4
HTcO4
HReO4
HMnO4
Nomenclatura de hidróxidos metálicos
Hidróxidos básicos (bases)
Nomenclatura antigua. Todos los compuestos del tipo MOH M(OH)2, M(OH)3 que forman
los metales reciben el nombre de hidróxidos. Los sufijos —oso e —ico se siguen aplicando a
los elementos con dos estados de oxidación. Cuando hay anfoterismo la fórmula del hidróxido es la misma, sólo que se escribe como si fuera ácido. Por ejemplo, H2MO2, H3MO3.
Nomenclatura de Stock. En esta nomenclatura, todos los compuestos MOH M(OH)2, M(OH)3
también reciben el nombre de hidróxidos. Cuando los elementos metálicos que forman hidróxidos tienen varios estados de oxidación, éstos se indican con número romano entre
paréntesis.
Nomenclatura IUPAC. El nombre comienza con la palabra hidróxido precedida del prefijo
que indique el número de grupos hidróxido presentes (—OH) y a continuación el nombre
del ión metálico al que están unidos. En el siguiente cuadro se dan ejemplos de hidróxidos
metálicos mediante los tres sistemas de nomenclatura:
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6/30/06 7:51:50 AM
Fórmula
Nombre antiguo
Nombre Stock
Nombre IUPAC
NaOH
Hidróxido de sodio
Hidróxido de sodio
Hidróxido de sodio
KOH
Hidróxido de potasio
Hidróxido de potasio
Hidróxido de potasio
Mg(OH)2
Hidróxido de magnesio
Hidróxido de magnesio
Dihidróxido de magnesio
Cu(OH)2
Hidróxido cúprico
Hidróxido de cobre (II)
Dihidróxido de cobre
Fe(OH)2
Hidróxido ferroso
Hidróxido de hierro (II)
Dihidróxido de hierro
Al(OH)3
Hidróxido de aluminio
Hidróxido de aluminio
Trihidróxido de aluminio
La(OH)3
Hidróxido de lantano
Hidróxido de lantano
Trihidróxido de lantano
Fe(OH)
Hidróxido férrico
Hidróxido de hierro (III)
Sn(OH)2
Hidróxido estanoso
Hidróxido de estaño (II)
Dihidróxido de estaño
Algunos hidróxidos son anfóteros y, por consiguiente, el mismo compuesto se comporta
como base y como ácido. Los hidróxidos anfóteros que aparecen en la siguiente tabla son
algunos ejemplos; para darles nombre se emplea la nomenclatura antigua.
Fórmula como
hidróxido
Nombre como
hidróxido
Fórmula
como ácido
Nombre
como ácido
Al(OH)3
Hidróxido de aluminio
H3AlO3
Ácido ortoalumínico
HAlO2
Ácido metalumínico
AlO(OH)
Zn(OH)2
Hidróxido de cinc
H2ZnO2
Ácido cínquico
Cd(OH)2
Hidróxido de cadmio
H2CdO2
Ácido cádmico
Sn(OH)2
Hidróxido estanoso
H2SnO2
Ácido estanoso
Pb(OH)2
Hidróxido plumboso
H2PbO2
Ácido plumboso
Sn(OH)4
Hidróxido estánico
H2SnO3
Ácido estánico
Pb(OH)4
Hidróxido plúmbico
H2PbO3
Ácido plúmbico
Casi todos los hidróxidos de los metales en un alto estado de oxidación tienen carácter
ácido y, por consiguiente, se les da el nombre de oxiácidos en lugar de hidróxidos. La nomenclatura de estos compuestos sigue los mismos lineamientos que se dieron para los oxiácidos
(véase la nomenclatura de oxisales neutras). En el siguiente cuadro se dan ejemplos de oxiácidos metálicos con su nombre en las tres nomenclaturas que hemos estado utilizando.
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Fórmula
Nombre antiguo
Nombre Stock
Nombre IUPAC
H3AlO3
Ácido ortoalumínico
Trioxoaluminato de
trihidrógeno
HAlO2
Ácido metalumínico
Dioxoaluminato de
hidrógeno
H2ZnO2
Ácido cínquico
Dioxocincato de
dihidrógeno
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Fórmula
Nombre antiguo
Nombre Stock
Nombre IUPAC
H2CdO2
Ácido cádmico
H2SnO2
Ácido estanoso
Ácido estánico (II)
Dioxoestanato de
dihidrógeno
H2PbO2
Ácido plumboso
Ácido plúmbico (II)
Dioxoplumbato de
dihidrógeno
H2SnO3
Ácido estánico
Ácido estánico (IV)
Trioxoestanato de
dihidrógeno
H2PbO3
Ácido plúmbico
Ácido plúmbico (IV)
Trioxoplumbato de
dihidrógeno
H2TiO3
Ácido metatitánico
Trioxotitanato de
dihidrógeno
H4TiO4
Ácido ortotitánico
Teraoxotitanato de
tetrahidrógeno
HVO3
H2V4O11
Ácido metavanádico
Ácido tetravanádico
Trioxovanadato de
hidrógeno
HNbO3
Ácido nióbico
Ácido nióbico (V)
Trioxoniobato de
hidrógeno
H2CrO4
Ácido crómico
Ácido crómico (VI)
H2Cr2O7
Ácido dicrómico
Ácido dicrómico (VI)
Tetraoxocromato de
dihidrógeno
Cromato de dihidrógeno
H2MoO4
Ácido molíbdico
Ácido molíbdico (VI)
Tetraoxomolibdato de
dihidrógeno
Cromato de dihidrógeno
H2WO4
Ácido túngstico
Ácido wolfrámico
Ácido túngstico (VI)
Tetraoxowolframato de
dihidrógeno
Tungstato de
dihidrógeno
HMnO4
Ácido permangánico
Ácido mangánico (VII)
Tetraoxomanganato de
hidrógeno
HReO4
Ácido perrénico
Ácido rénico (VII)
Tetraoxorenato de
hidrógeno
H2MnO4
Ácido mangánico
Ácido mangánico (VI)
Tetraoxomanganato de
dihidrógeno
Dioxocadmiato de
dihidrógeno
Sales neutras de los oxiácidos (oxoácidos) no metálicos
Escritura de fórmulas
Se siguen los mismos pasos que para las oxisales neutras:
1. Separación de los hidrógenos ácidos H⫹ (protones) de la fórmula del oxiácido para
obtener el oxianión correspondiente.
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Ejemplos
HVO3
Hay un solo hidrógeno al que se le asigna la carga 1⫹. Por consiguiente, el oxianión
es el VO31⫺ y su carga tendrá que ser de 1⫺ (para neutralizar la carga positiva del
H⫹). La suma de las cargas (positiva y negativa) debe ser igual a cero.
H⫹ ⫹ (VO3)⫺ ⫽ 0
1(1⫹) ⫹ 1( 1⫺) ⫽ 0
El oxianión es el VO31⫺
H2CrO4
2H⫹ ⫹ CrO42⫺ ⫽ 0
2(1⫹) ⫹ 1(2⫺) ⫽ 0
El oxianión es el CrO42⫺
H2Cr2O7
2H⫹ ⫹ Cr2O72⫺ ⫽ 0
2(1⫹) ⫹ 1(2⫺) ⫽ 0
El oxianión es el Cr2O72⫺
H2TiO3
2 H⫹ ⫹ TiO32⫺ ⫽ H2TiO3
1(2⫹) ⫹ 1(2⫺) ⫽ 0
(2⫹) ⫹ (2⫺) ⫽ 0
El oxianión es TiO32⫺
HMnO4
H⫹ ⫹ MnO4⫺ ⫽ 0
1(1⫹) ⫹ 1(1⫺) ⫽ 0
El oxianión es MnO4⫺
H2MoO4
2H⫹ ⫹ MoO42⫺ ⫽ 0
2(1⫹) ⫹ 1(2⫺) ⫽ 0
El oxianión es el MoO42⫺
2. Neutralización eléctrica de la carga negativa del oxianión por iones metálicos o iones
positivos, como el NH4⫹, para obtener la fórmula de la sal neutra. Es una sal neutra
porque la carga del catión neutraliza por completo a la del oxianión. Por lo tanto, la
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suma de las cargas del catión y del anión debe ser igual a cero. Observa cómo el coeficiente que aparece antes del catión o del oxianión se escribe como subíndice. Cuando
te pidan que separes los cationes y los aniones de las sales debes escribirlos de esta
manera.
Si el catión es NH4⫹
NH4⫹ ⫹ VO31⫺ ⫽ NH4 VO3
1(1⫹) ⫹ 1(1⫺) ⫽ 0
(1⫹) ⫹ (1⫺) ⫽ 0
El catión es Na⫹
2Na⫹ ⫹ CrO42⫺ ⫽ Na2CrO4
2(1⫹) ⫹ 1(2⫺) ⫽ 0
(2⫹) ⫹ (2⫺) ⫽ 0
El catión es K⫹
2K⫹ ⫹ Cr2O72⫺ ⫽ K2 Cr2O7
(2⫹) ⫹ (2⫺) ⫽ 0
Si el catión es Ba2⫹
Ba2⫹ ⫹ TiO32⫺ ⫽ BaTiO3
1(2⫹) ⫹ 1(2⫺) ⫽ 0
(2⫹) ⫹ (2⫺) ⫽ 0
Ba2⫹ ⫹ MnO41⫺ ⫽ Ba(MnO4)2
1(2⫹) ⫹ 2(1⫺) ⫽ 0
(2⫹) ⫹ (2⫺) ⫽ 0
El catión es Ca2⫹
Ca2⫹ ⫹ MoO42⫺ ⫽ CaMoO4
1(2⫹) ⫹ 1(2⫺) ⫽ 0
(2⫹) ⫹ (2⫺) ⫽ 0
Si el catión es Fe3⫹
2Fe3⫹ ⫹ 3(CrO42⫺) ⫽ Fe2(CrO4)3
2(3⫹) ⫹ 3(2⫺) ⫽ 0
(6⫹) ⫹ (6⫺) ⫽ 0
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Nomenclatura de las oxisales neutras
La nomenclatura es igual para oxisales que en vez de un no metal tienen un metal.
Nomenclatura antigua (clásica). Primero se menciona el nombre del oxianión, el cual se asigna con base en los prefijos y sufijos del nombre de los oxiácidos de los que provienen. A continuación se menciona el nombre del catión con los sufijos correspondientes —oso o —ico.
Recuerda que esto último sólo se hace si el catión tiene más de un estado de oxidación.
Tabla 8. Asignación de los prefijos y sufijos de los oxianiones con base en el nombre
de los oxiácidos de que provienen.
Oxiácido
Prefijo
Sufijo
Oxianión
Prefijo
Sufijo
–oso
–ito
–ico
–ato
per–
–ico
per–
–ato
piro–
–ico
piro–
–ato
meta–
–ico
meta–
–ato
orto–
–ico
orto–
–ato
orto–
–oso
orto–
–ito
Tabla 9. Ejemplos de los nombres de algunos oxianiones
Oxiácido
Nombre del oxiácido
Oxianión
Nombre del oxianión
H3AlO3
Ácido ortoalumínico
AlO33⫺
Ortoaluminato
HAlO2
Ácido metalumínico
AlO2⫺
Metaluminato
H2ZnO2
H2CdO2
H2SnO2
Ácido cínquico
Ácido cádmico
Ácido estanoso
Cincazo
2⫺
Cadmiato
2⫺
Estanito
2⫺
Plumbito
ZnO2
CdO2
SnO2
H2PbO2
Ácido plumboso
PbO2
H2SnO3
Ácido estánico
SnO32⫺
H2PbO3
Ácido plúmbico
H2TiO3
H4TiO4
PbO3
2⫺
Metatitanato
Ortotitanato
TiO
1⫺
3
Ácido metavanádico
VO
HNbO3
Ácido nióbico
NbO31⫺
H2CrO4
H2MoO4
Ácido dicrómico
Ácido crómico
Ácido molíbdico
Plumbato
4⫺
TiO
Ácido ortotitánico
Estanato
2⫺
3
HVO3
H2Cr2O7
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2⫺
Metavanadato
Metaniobato
2⫺
7
Dicromato
2⫺
Cromato
2⫺
4
Molibdato
2⫺
Tungstato
Cr2O
CrO4
MoO
H2WO4
Ácido túngstico
WO4
HMnO4
Ácido permangánico
MnO41⫺
Permanganato
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Compuestos que contienen cuatro tipos de átomos
Oxisales ácidas. Este tipo de oxisales sólo existe para ácidos con más de un hidrógeno sustituible, como H2CO3, H2SO3, H3PO4, etcétera. También existe para ácidos binarios con las
mismas características (H2S, H2Se). Aunque estos últimos deberían clasificarse como compuestos con tres átomos, los incluiremos aquí por las semejanzas con las oxisales ácidas.
Pueden definirse como compuestos que resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos ácidos H⫹ (protones) de los oxiácidos por iones metálicos. La porción restante del ácido
es otro oxianión.
Escritura de fórmulas de sales ácidas
Ácido
Anión “ácido”
H2CO3
HCO3⫺
H2SO3
HSO3⫺
H2SO4
HSO4⫺
H2S
HS⫺
H2Se
HSe⫺
H3PO4
H2PO4⫺
HPO42⫺
Igual que en la escritura de las oxisales neutras, el catión precede al anión “ácido”.
Ejemplos
NaHCO3
KHS
Ca(HSO3)2*
KHSO3
NaHSO4
NaH2PO4
BaHPO4
*Sólo existe en solución acuosa
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6/30/06 7:51:54 AM
Completa la siguiente tabla y dales nombre a los compuestos resultantes. Indica
también el tipo de nomenclatura que se utiliza.
Aniones
ClO4ⴚ
ClO2ⴚ
CrO42ⴚ
HPO32ⴚ
SO32ⴚ
SO42ⴚ
OHⴚ
CNⴚ
Cationes
K⫹
KClO4
KClO2
K2CrO4
K2HPO3
K2SO3
K2SO4
KOH
KCN
Clorato de Clorito de Cromato
Fosfito Sulfito de Sulfato de Hidróxido Cianuro
potasio
potasio de potasio ácido de potasio
potasio de potasio de potasio
potasio
Mg2⫹
Cu2⫹
CuPO3
Cu⫹
Hg⫹
Cu2SO4
Sulfato
cuproso
Clorito
de
mercurio
I
Hg2⫹
Fe2⫹
Fe3⫹
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Fe2(SO3)3
Sulfito
férrico
6/30/06 7:51:54 AM
Aniones
ClO4ⴚ
ClO2ⴚ
CrO42ⴚ
HPO32ⴚ
SO32ⴚ
SO42ⴚ
OHⴚ
CNⴚ
Cationes
Al3⫹
Hidróxido
de
aluminio
Sr2⫹
Cd2⫹
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6/30/06 7:51:55 AM
¡Activa tus ideas!
¿Qué sustancia se llibera en
el sistema nervioso
oso central y
reacciona cuand
ando nos enojamos?
La dopamina, la nore
y la feniletilamina so
ompuestos químicos quee producen aceleración del corazón,
enrojecimiento de la piel y sudoración en lass m
manos, como
en el enamora
oramiento.
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6/30/06 7:54:18 AM
4.2.1 Reacción química
Muchos de los procesos que tienen lugar en nuestro entorno son transformaciones de las
sustancias, las cuales sólo pueden experimentar cambios de apariencia o convertirse en otras
completamente distintas. Por ejemplo, ¿qué ocurre cuando fundes parafina por medio de
calor? ¿Qué ocurre cuando introduces una tableta efervescente en agua? ¿Se modifica o no
la composición de las partículas de la parafina o la tableta? ¿Cómo saberlo? Otra pregunta
interesante podría ser: ¿los procesos biológicos son fundamentalmente reacciones químicas
o procesos físicos? Y así podemos continuar, poniendo un poco de atención a fin de descubrir algunos de estos cambios. Pero no es sencillo determinar si sólo se trata de cambios de
apariencia de las sustancias o si se trasformaron en otras muy diferentes.
La reacción química puede definirse como un proceso en el cual una o más sustancias
(reactivos) se transforman en otras absolutamente distintas (productos) a las de partida.
Para expresar estos cambios se utilizan las fórmulas químicas de las sustancias a fin de hacer
más sencilla la interpretación de lo que ocurre en las reacciones químicas. Los reactivos y
productos se separan mediante una flecha. Los reactivos se escriben antes de la flecha, los
productos después de ésta.
A⫹B→C⫹D
También se puede indicar entre paréntesis el estado físico tanto de reactivos como de productos, así como de alguna condición que haga más explícitas las condiciones en que ocurre
la reacción. Sólido (s), líquido (l), gas (g), medio acuoso (ac) se escriben luego de la fórmula
de reactivos y productos. Otras condiciones se indican arriba o debajo de la flecha de reacción, como temperatura, presión, catalizadores, etcétera.
4.2.2 Clasificación de las reacciones químicas
Existen varios criterios para clasificar las reacciones químicas; sin embargo, todos los criterios
de clasificación no llenan las expectativas y aquí trataremos de dar las opciones que cubran las
situaciones más comunes. La más socorrida es aquella donde las reacciones se clasifican como:
Reacciones de síntesis
Son reacciones donde a partir de sustancias sencillas se obtiene una más compleja. Las más
simples podrían ser aquellas donde los elementos se combinan para dar compuestos. Por
ejemplo:
2Ca(s) ⫹ O2(g) → 2CaO(s)
2Mg(s) ⫹ Si(s) → Mg2Si(s)
Ge(s) ⫹ 2Cl2(g) → GeCl4(g)
(1)
(2)
(3)
Otras un poco más complejas serían:
SO3(s) ⫹ H2O(l) → H2SO4(l)
(4)
BF3(l) ⫹ KF(s) → KBrF4(s)
(5)
(NH4)2SO4(ac) ⫹ CeSO4(ac) ⫹ H2O → (NH4)2 Ce(SO4)2 4H2O(s)
(6)
En general: A ⫹ B ⫹ … → C.
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6/30/06 7:54:27 AM
Desde luego, hay reacciones de síntesis mucho más complejas. También es útil decir que
en las síntesis orgánicas puede haber subproductos y no necesariamente un solo producto;
por ejemplo, la síntesis del DDT.
Reacciones de combustión
Estas reacciones se considerarán aquí como reacciones completas entre compuestos de carbono y oxígeno. (Desde luego, los carbonatos, bicarbonatos y otros compuestos inorgánicos
de carbono no entran en este tipo de reacciones). Por ejemplo:
C3H8(g) ⫹ O2(g) → CO2(g) ⫹ H2O(g)
(7)
C2H5OH(l) ⫹ O2(g) → CO2(g) ⫹ H2O(g)
(8)
C6H6COOH(s) ⫹ O2(g) → CO2(g) ⫹ H2O(g)
(9)
Reacciones de descomposición
Se pueden definir como reacciones donde una sustancia se convierte en dos o más productos:
CuCO3Cu(OH)2 ⫹ calor → CuO(s) ⫹ H2O(g) ⫹ CO2(g)
(10)
(NH4)2Cr2O7(s) ⫹ calor → Cr2O3(s) ⫹ N2 (g) ⫹ H2O(g)
(11)
En general: C → A ⫹ B ⫹ … N.
Reacciones de sustitución (desplazamiento) simple
En estas reacciones una sustancia desplaza a otra de sus compuestos. Por ejemplo:
Zn(s) ⫹ HCl(ac) → ZnCl2 (ac) ⫹ H2(g)
(12)
Fe(s) ⫹ CuSO4(ac) → FeSO4 (ac) ⫹ Cu(s)
(13)
Al(s) ⫹ Fe2O3 (s) → Al2O3 (s) ⫹ Fe(s)
(14)
En general: A ⫹ BC → AC ⫹ B.
Reacciones de sustitución (o de desplazamiento) doble
En las reacciones de este tipo dos sustancias químicas intercambian sus componentes. Por
ejemplo:
KOH(ac) ⫹ HNO3 (ac) → KNO3 (ac) ⫹ H2O(l)
(15)
Pb(NO3)2 (ac) ⫹ K2CrO4 (ac) → PbCrO4(s) ⫹ KNO3(ac)
(16)
En general: AB ⫹ CD → AD ⫹ CB.
Reacciones de oxidación–reducción
En las reacciones de oxidación–reducción hay, por lo menos, dos sustancias que cambian su
estado de oxidación. Esto ocurre a través de un intercambio de electrones. La sustancia que
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6/30/06 7:54:28 AM
se oxida cede electrones. La sustancia que se reduce gana electrones. No puede haber reacciones redox si no ocurren estos dos procesos en forma simultánea. Así, algunas reacciones
de síntesis, de descomposición y de sustitución simple también pueden ser redox. Por otra
parte, todas las reacciones de combustión son reacciones redox.
Reacciones de neutralización y de precipitación
En todas las reacciones de neutralización un ácido reacciona con una base, si ambos son
fuertes, los productos son una sal y agua.
En todas las reacciones de precipitación dos reactivos disueltos en agua de manera individual, al ponerse en contacto, forman una sustancia sólida (precipitado).
Reacciones endotérmicas y exotérmicas
Una reacción exotérmica es aquella donde se genera energía durante el proceso. Por ejemplo, todas las reacciones de combustión son exotérmicas. El hecho de acercar una llama o
una chispa eléctrica para que se inicie este tipo de reacciones no significa que estas reacciones sean endotérmicas. Esta energía inicial que se suministra recibe el nombre de energía de
activación. En una reacción endotérmica se necesita proporcionar energía térmica durante
todo el proceso a fin de que ocurra la reacción. De otro modo, el proceso no tendrá lugar.
Como lo puedes advertir, no hay una manera universal de clasificar las reacciones químicas. Aquí sólo se te da una orientación sobre diversos tipos. Tampoco se incluyeron las
reacciones de compuestos del carbono (orgánicas) ni las reacciones bioquímicas.
Haciendo ConCiencia
Problema: diseña un experimento que permita comprobar la presencia de CO2 en la siguiente reacción
Pistas
Recuerda que al exhalar produces CO2
Prueba qué sucede al combinar hidróxido de calcio con el bióxido de carbono
Recuerda que el CO2 se disuelve en agua para formar ácido carbónico H2CO3
Experimenta y observa
Diseña tu experimento con el siguiente material. Justifica cada uno de los pasos.
Material:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
E0319-Unidad 4.2.indd 232
Dos matraces Erlenmeyer de 50 ml
Un tapón horadado que embone en la boca de uno de los matraces
Un tubo de desprendimiento
Mangueras
Una pipeta de 10 ml
CaCO3
Ca(OH)2
HCl
6/30/06 7:54:29 AM
Procedimiento
Registra
Anota todas tus observaciones.
Analiza
¿Qué tipo de reacción se presenta entre el Ca(OH)2 y el CO2 disuelto en agua? Explica claramente.
E0319-Unidad 4.2.indd 233
6/30/06 7:54:30 AM
Indica si las siguientes reacciones son de síntesis o de descomposición.
aa) NaN3(s) → 2 Na(s) ⫹ 3 N2(g)
b) CaCO3(s) → CaO(s) ⫹ CO2(g)
b
cc) 2 H2O(l) → 2 H2(g) ⫹ O2(g)
d) 2 H2(g) ⫹ O2(g) → 2 H2O(l)
d
ee) Na2O ⫹ H2O → NaOH
ff) C3H5N3O9 → 6 N2(g) ⫹ 12 CO2(g) ⫹ 10 H2O(g) ⫹ O2(g)
La reacción Ag NO3 ⴙ NaCl → Na NO3 ⴙ AgCl se puede clasificar como de:
aa) Síntesis
b) Análisis
b
cc) Sustitución simple
d) Doble sustitución
d
Al hacer reaccionar un metal alcalino con agua se forma hidrógeno y un:
aa) Hidrácido
b) Hidruro
b
cc) Oxido
d) Hidróxido
d
Para nombrar las sales, la terminación ‘oso’ del ácido del que proviene
cambia por:
aa) ato
b) ito
b
cc) uro
d) hídrico
d
A los ácidos que pueden perder dos protones por molécula se les llama:
aa) Débiles
b) Diprótidos
b
cc) Poliprótidos
d) Fuertes
d
E0319-Unidad 4.2.indd 234
6/30/06 7:54:30 AM
Los oxiácidos presentan la mayor cantidad de átomos de oxígeno en su
molécula y el nombre correcto para el de cloro es:
aa) Perclórico
b) Clórico
b
cc) Hipocloroso
d) Oloroso
d
En el nombre de una sal binaria, la terminación “hídrico” del ácido del que
proviene cambia por:
aa) oso
b) ito
b
cc) ato
d) uro
d
¿Cuál de las siguientes ecuaciones es de descomposición?
aa) NH3 ⫹ H2O → NH4 ⫹ OH
b) CH3-COOH ⫹ NaOH → CH3-COONa ⫹ H2O
b
cc) 2HgO → 2Hg ⫹ O2
d) HCI ⫹ NaOH → NaCl ⫹ H2O
d
¿Cuál de las siguientes ecuaciones es de síntesis?
aa) 2HgO → 2Hg ⫹ 02
b) N2 ⫹ 3H2 → 2NH3
b
cc) HCI ⫹ NaOH → NaCl ⫹ H2O
d) CaCO3 → CaO ⫹ CO2
d
¿Cuál de las siguientes ecuaciones es de sustitución?
aa) NH3 ⫹ H2O → NH4 ⫹ OH
b) Zn ⫹ 2HCL → ZnCI2 ⫹ H2
b
cc) CaO ⫹ CO2 → CaCO3
d) Pb(OH)2 → PbO ⫹ H2O
d
E0319-Unidad 4.2.indd 235
6/30/06 7:54:31 AM
Balanceo de ecuaciones
y reacciones de óxido
reducción
Lo que vamos a
estudiar
4.3
E0319-Unidad 4.3.indd 236
Balanceo de
ecuaciones
químicas
6/30/06 7:58:43 AM
¡Activa tus ideas!
¿Será posible hace
hacer una pila con
una papa?
a?
¿Por qué es más ráp
ápida la oxidación del hierro
o ssi se le coloca
en un ambient
ente húmedo?
E0319-Unidad 4.3.indd 237
6/30/06 7:58:50 AM
4.3 Balanceo de ecuaciones químicas
En los ejemplos de reacciones químicas anteriores sólo se indicaron los reactivos y productos, pero no están balanceadas. ¿Qué significa balancear una reacción química? Una de
las leyes fundamentales de la química tiene que ver con la conservación de la masa, que en
términos sencillos puede expresarse de la siguiente manera:
Nada se crea, nada se destruye, todo se transforma
Esto quiere decir que en una reacción química la masa se conserva. La masa de las sustancias que reaccionan se convierte en una masa igual de productos; es decir, en este proceso
no aumenta ni disminuye la masa. Una manera de expresar esta situación es mediante el
balanceo de las reacciones químicas para convertirlas en ecuaciones químicas. En una ecuación química, la masa de reactivos que reaccionan debe ser igual a la masa de los productos
que se genera. Desde luego, en los procesos donde no hay reacción química también hay
conservación de la masa. Es decir, esta ley es de aplicación universal. Aquí es muy conveniente clasificar las reacciones químicas como reacciones de oxidación–reducción (redox) o
reacciones no redox.
Existen varios métodos para balancear reacciones químicas, entre ellos:
a) por tanteo,
b) algebraicos,
c) del cambio del número de oxidación
d) y método del ión–electrón
Aquí se considerarán únicamente los señalados en los incisos a, c y d.
Método por tanteo. Con este método se puede balancear la ecuación química a través de
aproximaciones; es decir, se cuentan los átomos de un lado y otro de la flecha de reacción.
Por ejemplo, balancea la siguiente reacción química:
Ca(OH)2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 H2O
Primero se inspecciona si hay cambios en los estados de oxidación de los reactivos y productos. En este caso no hay cambios de estados de oxidación. Por lo tanto, puede utilizarse
el siguiente procedimiento:
Paso 1. Selecciona uno de los reactivos y uno de los productos y escríbelos de esta manera:
Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2
Paso 2. Balancea todos los elementos que no sean hidrógeno y oxígeno mediante el uso
exclusivo de coeficientes. Nunca debes alterar una fórmula modificando los subíndices. En
este caso, los átomos diferentes son el Ca y el P. En consecuencia, para balancear el Ca debe
agregarse el coeficiente 3 a la fórmula del Ca(OH)2
3Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2
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6/30/06 7:59:00 AM
Paso 3. Ahora se balancea el fósforo (P). Como la sustancia que contiene P es el H3PO4,
éste se agrega a la ecuación como reactivo. Hay dos átomos de P en el producto y, por consiguiente, se debe agregar el H3PO4 a los reactivos precedido del coeficiente 2. Así,
2H3PO4 3 Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2
Paso 4. Una vez balanceados todos los átomos que no sean hidrógeno y oxígeno, se
balancean éstos en ese orden; es decir, primero el H y al final el O. La única sustancia que
contiene H en los productos es el H2O. Entonces se agrega a la ecuación el H2O precedida del
coeficiente que en este caso indique la presencia de 12 H.
3Ca(OH)2 2H3PO4 → Ca3(PO4)2 6H2O
3Ca 6 H 6 O 6H 2P 8 O 3Ca 2P 8 O 12 H 6 O
3Ca 12 H 14 O 2P 3Ca 2P 14 O 12 H
Como el número de átomos que hay en los reactivos es igual al que se tiene en los productos,
la reacción queda balanceada.
Balanceo de reacciones redox por tanteo
En este caso se sigue el procedimiento anterior, sólo que aquí se deben escribir dos reacciones. Veamos un ejemplo para ilustrar esto último.
Balancea la siguiente reacción química:
Cu HNO3 → Cu(NO3)2 NO H2O
(1)
Estamos ante una reacción de óxido reducción (redox) y los cambios que se observan
son:
Cu → Cu(NO3)2
(2)
HNO3 → NO
(3)
y
Y éstas son las reacciones químicas que deben balancearse.
Balanceo de la reacción (2)
Cu → Cu(NO3)2
Paso 1. El Cu está balanceado, el N no lo está. Hace falta agregar HNO3 a los reactivos
precedido del coeficiente 2, pues hay dos átomos de N en el Cu(NO3)2.
2HNO3 Cu → Cu(NO3)2
Paso 2. Ahora se balancean el H y el O, en ese orden.
Balanceo del H. Hay 2 átomos de H en el primer miembro de la ecuación. Por lo tanto,
debe haberlos en el segundo miembro. La sustancia que los tiene es el agua, así que
2HNO3 Cu → Cu(NO3)2 H2O
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6/30/06 7:59:01 AM
El hidrógeno está balanceado.
Balanceo del oxígeno. Hay seis átomos de O en el primer miembro de la ecuación y siete
en el segundo. Para balancear el oxígeno se agrega O al miembro de la ecuación donde hace
falta, de la siguiente manera:
O 2HNO3 Cu → Cu(NO3)2 H2O
(4)
El oxígeno está balanceado.
Balanceo de la reacción (3)
HNO3 → NO
Paso 3. El N está balanceado, pero no el H ni el O.
Paso 4. Balanceo del hidrógeno y el oxígeno.
Balanceo del hidrógeno. La sustancia que contiene H en el segundo miembro es el H2O,
de modo que:
HNO3 → NO 1兾2H2O
Para evitar coeficientes fraccionarios hay que multiplicar por el factor conveniente. En
este caso se multiplican por 2 ambos miembros de la ecuación; así se obtiene:
2 HNO3 → 2NO H2O
El hidrógeno está balanceado.
Balanceo del oxígeno.
2 HNO3 → 2NO H2O
Como puedes observar, hay seis átomos de O en el primer miembro de la ecuación y tres
en el segundo. Por lo tanto, se agregan tres átomos de O en el segundo miembro.
2 HNO3 → 2NO H2O 3 O
(5)
Ahora, la ecuación 2 está balanceada.
Paso 5. Ahora se escriben las ecuaciones (4) y (5) para balancear la reacción completa
(1). Puedes ver que hay un átomo de O en la ecuación (4) y tres en la (5). Esto significa que
hay que multiplicar la ecuación (4) por 3 para que el número de átomos de oxígeno en ambas
ecuaciones sea igual. Hagámoslo.
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3 [O 2HNO3 Cu → Cu(NO3)2 H2O]
(4)
2 HNO3 → 2NO H2O 3 O
(5)
3 O 6HNO3 3Cu → 3Cu(NO3)2 3H2O
(6)
2 HNO3 → 2NO H2O 3 O
(7)
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Al sumar las ecuaciones (6) y (7) se obtiene
3 O 6HNO3 3Cu 2 HNO3 → 3Cu(NO3)2 3H2O 2NO H2O 3 O
Simplificando, se llega a
3 Cu 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 2NO 4H2O
Como puedes ver, la reacción quedó balanceada.
Balanceo de reacciones redox
Las reacciones de oxidación–reducción (redox) ocurren cuando las sustancias que se combinan intercambian electrones. Asimismo, con dicho intercambio tiene lugar una variación
en el número de oxidación (estado de oxidación) de las especies químicas que reaccionan.
El manejo del número de oxidación es imprescindible para el balanceo de las reacciones
redox.
El número de oxidación puede definirse como la carga real o virtual que tienen las especies químicas (átomos, moléculas, iones) que forman las sustancias puras. Esta carga se
determina con base en la electronegatividad de las especies, según las reglas que se explican
a continuación.
1. Número de oxidación de un elemento químico. El número de oxidación de un elemento químico es de cero, ya sea que éste se encuentre en forma atómica o como molécula
polinuclear. Por ejemplo:
Na0, Cu0, Fe0, H20, Cl20, N20, O20, P40, S80
2. Número de oxidación de un ión monoatómico. El número de oxidación de un ión
monoatómico (catión o anión) es la carga eléctrica real, positiva o negativa, que resulta de
la pérdida o ganancia de electrones, respectivamente. Por ejemplo:
Cationes: Na, Cu2, Hg2, Cr3, Ag, Fe2, Fe3
Aniones: F, Br, S2, N3, O2, As3
3. Número de oxidación del hidrógeno. Casi siempre, el número de oxidación del hidrógeno es de 1, salvo en el caso de los hidruros metálicos, donde es de 1.
4. Número de oxidación del oxígeno. Frecuentemente, el número de oxidación del oxígeno es de 2 (O2), salvo en los peróxidos, donde es de 1 (O22).
5. Números de oxidación de los elementos que forman compuestos covalentes
binarios. Los números de oxidación de los elementos que forman compuestos covalentes
binarios (compuestos que se forman entre no metales) son las cargas virtuales que se asignan con base en la electronegatividad de los elementos combinados. Al elemento más electronegativo se le asigna la carga negativa total (como si fuera carga iónica). Al otro elemento
del compuesto se le adjudica carga positiva (también como si fuera carga iónica).
En los compuestos binarios covalentes la carga virtual se asigna según la secuencia que
aparece a continuación. El elemento que llevará la carga virtual negativa está a la derecha de
la lista y los que le preceden llevarán la carga positiva.
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Asignación de la carga negativa
Si, B, Sb, As, P, H, C, N, Te, Se, I, Br, Cl, O, F
Asignación de la carga positiva
[CH4]0
[CCl4]0
[CO2]0
[C4 H4]0 [C44H]0
[C4 Cl41]0 [C4 4Cl1]0
[C4O22]0 [C42O2]0
6. Número de oxidación de un catión o anión poliatómico. El número de oxidación de
un catión o anión poliatómico es la carga virtual que se asigna a los elementos combinados
con base en la electronegatividad de dichos elementos. La carga virtual que se asigna se considera como si fuera el resultado de la transferencia total de electrones (carga iónica).
Por ejemplo, en el ión nitrato, NO3, los estados de oxidación del nitrógeno y del oxígeno
son [NO3] [N5O32] [N53O2] N5 y O2, los cuales no son cargas reales y se les
puede considerar como cargas virtuales.
En el ión sulfato puede verse que los estados de oxidación del S y del oxígeno son [S6O42] 6
[S 4O2] S6 y O2.
De manera semejante, en el ión amonio los estados de oxidación del nitrógeno y del
hidrógeno son [N3H4] [N3 4H] N3 y H.
7. Carga de los iones poliatómicos. Es la carga iónica que resulta cuando se suman los
números de oxidación de los elementos que forman dicho ión. Por ejemplo, la carga del ión
nitrato resulta de sumar los números de oxidación del nitrógeno y del oxígeno: [N53O2] [N5O6] (NO3)[(5) (6)] NO3.
La carga del ión sulfato puede calcularse de la misma forma:
[S6O42] [S64O2] (SO4)[(6) (8 )] (SO4)2
De manera semejante, la carga del ión amonio, NH4, resulta de la suma de los números
de oxidación de nitrógeno e hidrógeno:
[N3H4] [N3 4H] (NH4)[(3) (4)] (NH4)
De nuevo, es necesario destacar que en estos casos los estados de oxidación no son cargas
reales y se les puede considerar como cargas virtuales.
8. Números de oxidación y cargas en compuestos iónicos poliatómicos. Cuando se tiene la fórmula completa de un compuesto iónico, la suma tanto de los números de oxidación
como de las cargas debe ser igual a cero. Por ejemplo: Na2SO4.
Números de oxidación:
(Na2S6O42) [Na2S6O8] (Na2S)26(O4)8 (Na2SO4)0
Cargas: (Na2)(SO4)2 [Na2(SO4)2] (Na2SO4)0
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9. Números de oxidación en compuestos orgánicos. El número de oxidación de los elementos que forman los compuestos orgánicos también se asigna con base en la electronegatividad. Sin embargo, aquí se sugiere escribir las fórmulas desarrolladas de dichos compuestos.
Ejemplos:
CH3CH2OH
H
H
H
C3
C1
H
H
H
O2
CH3CHO
H
H
O2
C
C3
H
H
CH3COOH
H
H
O2
C3
C3
CH3
CH
H
O2
H
COOH
NH2
H
H
H
C3
C0
H
N3
H
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O2
C3
O2
H
H
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Ejercicios sobre números de oxidación y cargas iónicas
Determina el número de oxidación de los elementos que forman los siguientes iones y compuestos:
a) NH2OH
b) NH4NO3
c) Na2S2O3
d) NaBiO3
e) KMnO4
f ) SnO22
g) PbO32
h) AsS43
i)
K2PtCl6
j)
RhCl3.3H2O
k) [Rh(NH3)4Cl2]Cl
l)
K2[TiCl6]
m) CaC2O4
n) Fe3(PO4)2
ñ) (NH4)3PO4.12MoO3
o) CH3CH2C
NHCH3
O
Conceptos de oxidación y reducción
Oxidación. La oxidación tiene lugar cuando una especie química pierde electrones y al mismo tiempo aumenta su número de oxidación. Por ejemplo, el calcio metálico (con número
de oxidación cero) se puede convertir en el ión calcio (con carga de 2+) por la pérdida de dos
electrones, según el siguiente esquema simbólico:
Ca0 → Ca2 2e
Resumen:
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En resumen:
Agente oxidante y agente reductor
Agente oxidante. Es la especie química que acepta electrones en un proceso redox; por lo
tanto, se reduce. Por ejemplo, cuando se hace reaccionar cloro elemental con calcio:
Ca0 Cl20 → CaCl2
El cloro es el agente oxidante porque gana electrones y su carga o número de oxidación
pasa de 0 a 1. Esto se puede escribir como:
2e Cl20 → 2Cl2
Resumen:
E0319-Unidad 4.3.indd 245
6/30/06 7:59:59 AM
Resumen:
Balanceo de ecuaciones químicas
Existen varios métodos para el balanceo de ecuaciones, pero aquí se describirán únicamente
los que corresponden a las reacciones redox. Los dos procedimientos más comunes para el
balanceo de reacciones redox son:
a) Método del cambio del número de oxidación.
b) Método del ión–electrón.
Balanceo de ecuaciones redox por el método
del cambio del número de oxidación
Como su nombre lo indica, este método de balanceo se basa en los cambios de los números
de oxidación de las especies que reaccionan. A continuación se describen los pasos de este
método.
Balancear la siguiente reacción química por el método del cambio del número de oxidación:
KMnO4 FeSO4 H2SO4 → MnSO4 Fe2(SO4)3 K2SO4 H2O
Paso 1. Cálculo de los números de oxidación.
KMn74O2 Fe2S64O2 2HS64O2 → Mn2S64O2 2Fe32S612O2 2KS64O2 2HO2
Paso 2. Identificación de los elementos que cambian su estado de oxidación. Se reconocen
los elementos que cambian su estado de oxidación o carga y se escriben como semirreacciones
de oxidación y de reducción (no importa el orden de escritura de las semirreacciones).
Mn7 → Mn2
Fe2 → 2Fe3
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6/30/06 8:00:03 AM
Paso 3. Se efectúa el balance de masa. Debe haber el mismo número de especies químicas en ambos lados de la flecha de reacción. En el caso del manganeso no es necesario
efectuar el balance de masa, pues hay un número igual de átomos en ambos miembros de
la semirreacción. Sin embargo, en el caso del hierro hay un coeficiente de 2 en el Fe3 que
también debe aparecer del mismo modo en el Fe2.
Mn7 → Mn2
2Fe2 → 2Fe3
Paso 4. Se efectúa el balance de carga. Debe haber igual número de cargas en ambos
lados de las flechas de reacción. Lo único que puede utilizarse para el balance de carga son
los electrones que se pierden o se ganan en el proceso redox.
¡Atención! El balance de carga siempre debe hacerse después del balance de masa, nunca
antes.
El planteamiento de una desigualdad matemática puede servir para realizar el balance
de carga. Al mismo tiempo se pueden identificar los procesos de oxidación y de reducción,
dependiendo del lado donde se agreguen los electrones.
Mn7 → Mn2
La desigualdad se plantea utilizando los números de oxidación de las especies que cambian en el proceso redox. En el caso del manganeso el procedimiento es así:
7 2
5e 7 2
2 2
5e Mn7 → Mn2
(El número de oxidación del Mn disminuye de 7 a 2. Por tanto, es la semirreacción de reducción).
Para el hierro el procedimiento es:
2Fe2 → 2Fe3
4 6
4 6 2e
4 4
2Fe2 → 2Fe3 2e (Hay pérdida de electrones y el número de oxidación del Fe aumenta de 2 a 3. Por tanto, es la semirreacción de oxidación).
Con lo anterior quedan balanceadas las semirreacciones redox por masa y carga.
Paso 5. Balance de los electrones intercambiados (perdidos y ganados) en las semirreacciones redox balanceadas. El número de electrones que se intercambian en las semirreacciones redox debe ser el mismo. Éste se obtiene al multiplicar de manera cruzada los electrones
perdidos y ganados. Enseguida se simplifica la ecuación:
[5e Mn7 → Mn2
[
]2
2Fe2 →2Fe3 2e] 5
10e 2Mn7 10Fe2 → 2Mn2 10Fe3 10e
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El proceso redox total queda como sigue:
2Mn7 10Fe2 → 2Mn2 10Fe3
Paso 6. Introducción de los coeficientes obtenidos en el proceso redox y en la reacción
global.
a) Los coeficientes que se obtienen hasta este paso corresponden únicamente a las especies químicas que intervinieron en el proceso redox y se colocan como coeficientes
de los compuestos correspondientes en la reacción completa:
2KMnO4 10FeSO4 H2SO4 → 2MnSO4 5Fe2(SO4)3 K2SO4 H2O.
* Observa que en el caso del Fe2(SO4)3 se ha colocado un 5 y no un 10, que era el exponente obtenido, porque al formar el compuesto con el sulfato cada molécula está compuesta
por dos iones hierro y un ión sulfato.
b) Ajuste de los coeficientes de las especies que no cambiaron en el proceso redox. En
esta reacción no cambiaron su estado de oxidación H, S6 K y O2, de modo que
debe haber igual número de estas especies en ambos miembros de la ecuación para
que ésta quede balanceada.
2KMnO4 10FeSO4 8H2SO4 → 2MnSO4 5Fe2(SO4)3 K2SO4 8H2O
En este paso la reacción ya quedó balanceada debido a que se cumple con la ley de la
conservación de la masa.
Balanceo de ecuaciones redox por el método del ión–electrón
Este método de balanceo de reacciones redox resulta más adecuado porque en el proceso se
emplean las especies químicas que tienen existencia real. Por ejemplo, el KMnO4 se compone
de los iones K y MnO4, dos especies que tienen existencia real. En el ejemplo de balanceo
que se describirá enseguida, el ión MnO4 se usa como tal, ya que en el medio acuoso donde
ocurre esta reacción el Mn7 sólo puede encontrarse como ión permanganato, MnO4.
I. Reacciones que ocurren en un medio ácido
Balancear la siguiente reacción química:
CaC2O4 KMnO4 H2SO4 → CaSO4 MnSO4 K2SO4 CO2 H2O
Paso 1. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes y señalan con
toda claridad sus cargas correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes no se
separan en iones.
Ca2 C2O42 K MnO4 H SO42 → Ca2 SO42 Mn2 SO42 K
SO42 CO2 H2O
Paso 2. Se simplifica la reacción para eliminar todas las especies químicas que no tienen
cambios durante el proceso.
Ca22 C2O42 K MnO4 H SO42 → Ca22 SO422 Mn2 SO42 K SO422 CO2 H2O
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6/30/06 8:00:05 AM
Las especies que permanecen después de esta simplificación son las que toman parte
en el proceso redox. El resultado de éste recibe el nombre de reacción iónica, donde puede
advertirse que aparece el ión H, lo cual indica que el proceso redox ocurre en un medio
ácido.
C2O42 MnO4 H → Mn2 SO42 CO2 H2O
Paso 3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y de reducción, en cualquier orden.
C2O42 → CO2
MnO4 → Mn2
Paso 4. Balance de masa.
a) Primero se balancean todos los elementos que no sean oxígeno ni hidrógeno. Hay
dos átomos de carbono en el primer miembro de la primera semirreacción y sólo uno
en el segundo miembro. Esto se ajusta mediante el coeficiente adecuado. La segunda
semirreacción queda igual. Sólo hay un átomo de manganeso en ambos miembros.
C2O42 → 2CO2
MnO4 → Mn2
b) Ahora se balancea el oxígeno. En un medio ácido, el exceso de oxígeno se balancea
con agua en el miembro contrario de la semirreacción. En la primera semirreacción
el oxígeno está balanceado, pero no en la segunda. En ésta hay cuatro átomos de oxígeno en el MnO4 y por lo tanto se balancea con agua, como se indicó:
MnO4 → Mn2 4H2O
Por último, se balancea el hidrógeno con iones H+ en el miembro contrario:
8H MnO4 → Mn2 4H2O
Con esto concluye el proceso de balance de masa. El resultado es el siguiente:
C2O42 → 2CO2
8H MnO4 → Mn2 4H2O
Paso 5. Balance de carga. Este paso sólo debe realizarse después del balance de masa,
¡nunca antes! Puede efectuarse utilizando desigualdades, las cuales se resuelven al agregar
electrones (e) para igualar las cargas iónicas.
a)
C2O42 → 2[CO2]0
2 0
2 0 2e
2 22
C2O42 → 2CO2 2e
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(oxidación)
6/30/06 8:00:06 AM
b)
8H MnO4 → Mn2 4[H2O]0
8 1 7 2
5e 7 2
2 2
5e 8H MnO4 → Mn2 4H2O
(reducción)
Paso 6. Balance del número de electrones perdidos y ganados. El número de electrones
perdidos y ganados debe ser el mismo en todo proceso redox. Esto se logra multiplicando por
el factor adecuado las semirreacciones redox balanceadas por masa y carga.
[
C2O42 → 2CO2 2e
]5
[5e 8H MnO4 → Mn2 4H2O]
5C2O42 10
10e 16H 2 MnO4 → 10CO2 10e2 2Mn2 8H2O
Al simplificar se llega a la ecuación iónica:
5C2O42 16H 2 MnO4 → 10CO2 2Mn2 8H2O
Paso 7. Los coeficientes que se obtienen en la ecuación iónica se trasladan a la reacción
general, pero sólo quedan balanceadas las especies que intervinieron en el proceso redox.
5CaC2O4 2KMnO4 8H2SO4 → CaSO4 2MnSO4 2SO4 10CO2 8H2O
Paso 8. Por último, se ajustan las especies que permanecieron sin cambios en el proceso
redox, con lo cual se llega al final de este método de balanceo.
5CaC2O4 2KMnO4 8H2SO4 → 5 CaSO4 2MnSO4 2SO4 10CO2 8H2O
II. Reacciones que ocurren en un medio básico
Balancear la siguiente reacción química:
Zn NaNO3 NaOH → Na2ZnO2 NH3 H2O
Paso 1. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes y con toda claridad quedan sus cargas correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes no se
separan en iones. Los elementos tienen carga cero.
Zn Na NO3 NaOH → Na ZnO22 NH3 H2O
Paso 2. Se simplifica la reacción al eliminar todas las especies químicas que no tienen
cambios durante el proceso.
Zn Na NO3 Na OH → Na ZnO22 NH3 H2O
Después de esta simplificación permanecen las especies que toman parte en el proceso redox. El resultado de este procedimiento recibe el nombre de reacción iónica. En ésta
puede advertirse que aparece el ión OH, lo cual indica que el proceso redox ocurre en un
medio básico.
Zn NO3 OH → ZnO22 NH3 H2O
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6/30/06 8:00:06 AM
Paso 3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y de reducción en cualquier orden.
Zn0 → ZnO22
NO3 → [NH3]0
Paso 4. Balance de masa.
a) Primero se balancean todos los elementos que no sean oxígeno ni hidrógeno.
b) En este caso sólo hay oxígeno e hidrógeno en exceso.
c) Balanceo del oxígeno. El oxígeno se balancea agregando moléculas de agua del mismo lado de la reacción donde hay exceso de éste.
Zn0 → ZnO22 2H2O
6H2O NO3→ [NH3]0
d) El hidrógeno se balancea en el miembro contrario por iones OH.
4 OH Zn0 → ZnO22 2H2O
6H2O NO3→ [NH3]0 9 OH
Paso 5. Balance de carga. Este paso sólo debe realizarse después del balance de masa,
nunca antes. Asimismo, puede efectuarse utilizando desigualdades, las cuales se resuelven
agregando electrones (e) para igualar las cargas iónicas.
4 OH Zn0 → ZnO22 2[H2O]0
4 2
4 2 2e
4 4
4 OH Zn0 → ZnO22 2[H2O]0 2e
(oxidación)
6H2O NO3 → [NH3]0 9 OH
1 9
8e 1 9
9 9
8e 6H2O NO3 → [NH3]0 9 OH
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(reducción)
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El resultado del paso 5 es éste:
4 OH Zn0 → ZnO22 2[H2O]0 2e
8e 6H2O NO3 → [NH3]0 9 OH
Paso 6. Balance del número de electrones perdidos y ganados. De nuevo, el número de
electrones perdidos y ganados en el proceso redox debe ser el mismo. Por lo tanto, las semirreacciones redox se multiplican por el factor adecuado para lograr este propósito.
[
[
4 OH Zn0 → ZnO22 2[H2O]0 2e
8e 6H2O NO3 → [NH3]0 9 OH
]4
]1
16OH 4Zn0 8e 6H2O NO3 → ZnO22 8[H2O]0 8e [NH3]0 9 OH
Se llega a la ecuación iónica:
7OH 4Zn0 NO3 → ZnO22 2[H2O]0 [NH3]0
Paso 7. Los coeficientes que se obtienen en la ecuación iónica se trasladan a la reacción
general, pero sólo quedan balanceadas las especies que intervinieron en el proceso redox.
4 Zn NaNO3 NaOH → 4Na2ZnO2 NH3 H2O
Paso 8. Por último, se ajustan las especies que permanecieron sin cambios en el proceso
redox.
4 Zn NaNO3 7 NaOH → 4Na2ZnO2 NH3 2H2O
Conexión al mundo
¿Viernes de fiesta?
Como seguramente sabes, desde hace algún tiempo en ciertas ciudades se ha implantado
el uso del alcoholímetro para tratar de disminuir el número de conductores ebrios.
Uno de los métodos utilizados por estos instrumentos es el de identificar ácido acético,
que es el producto de oxidación del alcohol etílico.
El alcohol etílico y el ácido acético son compuestos orgánicos. El uso del método del
número de oxidación para balancear reacciones redox, donde intervienen compuestos orgánicos, implica lo que se apunta a continuación:
a) Escribir las fórmulas desarrolladas de la porción que interviene en el proceso redox.
En este curso no se abordan compuestos orgánicos, sin embargo, te presentamos la
fórmula desarrollada de los compuestos utilizados para que ubiques los elementos
que rodean a cada carbono.
b) Calcular los números de oxidación de esta porción.
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6/30/06 8:00:08 AM
c) No se recomienda asignar los números de oxidación a todas las partes de las moléculas orgánicas que no intervienen en el proceso redox, pues haría más complicado el
uso de este método de balanceo.
Nota: En el caso del balanceo de reacciones donde intervienen compuestos orgánicos se
recomienda el empleo del método del ión-electrón que se describirá más adelante.
Balancear la siguiente reacción química por el método del número de oxidación:
K2Cr207 CH3CH2OH H2SO4 → Cr2(SO4)3 CH3COOH K2SO4 H20
Paso 1. Cálculo de los números de oxidación.
H
2K2Cr67O2 CH3C
O2
H 2HS64O2
H
O2
2KS64O2 2HO2
2Cr33S61202 CH3C3
O2 H
Paso 2. Identificación de las especies que cambian su número de oxidación y escritura
de las semirreacciones redox.
2Cr6 → 2Cr3
C → C3
Paso 3. Balance de masa. En este caso no es necesario.
Paso 4. Balance de carga.
2Cr6 → 2Cr3
12 6
6e 12 6
6 6
6e 2Cr6 → 2Cr3 (reducción)
C → C3
1 3
1 3 4e
1 1
C → C3 4e (oxidación)
El resultado del balance de carga es éste:
6e 2Cr6 → 2Cr3
C → C3 4e
Paso 5. Balance del número de electrones intercambiados.
QÈi ÊÓ ÀÈÊ mÊ Ó ÀÎRÓ
QÊ
Ê mÊ ÎÊÊ{iRÎ
£Ói Ê{ ÀÈÊÊÎ
ÊmÊ{ ÀÎÊÊÎ
Î
ÊÊ£Ói
Al simplificar queda esto:
4Cr6 3C → 4Cr3 3C3
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6/30/06 8:00:09 AM
Paso 6. Balanceo de las especies que cambian en el proceso redox en la reacción general.
2K2Cr2O7 3CH3CH2OH H2SO4 → 2Cr2(SO4)3 3CH3COOH K2SO4 H2O
Paso 7. Balanceo de las especies que no cambiaron en el proceso redox en la reacción
general.
2K2Cr2O7 3CH3CH2OH 8H2SO4 → 2Cr2(SO4)3 3CH3COOH 2K2SO4 12H2O
Haciendo ConCiencia
1) Prepara una solución diluida de dicromato de potasio.
a) Anota sus características físicas.
2) Agrégale unas gotas de ácido sulfúrico concentrado y poco a poco adiciona alcohol
etílico.
¿Hay algún cambio en las propiedades físicas de la solución?
La coloración anaranjada de la solución inicial y el color de la solución final se deben a
la presencia de iones de cromo. ¿Puedes identificar cuáles son?
Aplicaciones del balanceo por el método del ión-electrón a reacciones
redox de compuestos orgánicos
Este método de balanceo de reacciones es muy útil ya que se evita el uso de los números de
oxidación, lo cual puede ser engorroso en compuestos orgánicos.
Balancear la siguiente reacción química por el método del ión–electrón.
K2Cr2O7 CH3CH2OH H2SO4 → Cr2(SO4)3 CH3COOH K2SO4 H2O
Paso 1. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes y con claridad
señalan sus números de oxidación correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes
no se separan en iones. Los elementos tienen número de oxidación cero.
Paso 2. Se simplifica la reacción al eliminar todas las especies químicas que no tienen
cambios durante el proceso.
K Cr2O72 [C2H6O]0 H SO42 → Cr3 SO
O422 C2H4O2 K SO
O422 H2O
Las especies que toman parte en el proceso redox permanecen después de esta simplificación. El resultado de este proceso recibe el nombre de reacción iónica. En ésta puede advertirse que aparece el ión H, lo cual indica que el proceso redox ocurre en un medio ácido.
Cr2O72
[C2H6O]0 H → Cr3 C2H4O2 H2O
Paso 3. Escritura de las semirreacciones redox. Se escriben las semirreacciones redox
sin importar el orden.
Cr2O72 → Cr3
[C2H6O]0 → [C2H4O2]0
Paso 4. Balance de masa.
a) Primero se balancean todos los elementos que no sean oxígeno ni hidrógeno. Hay dos
átomos de cromo en el primer miembro de la primera semirreacción y sólo uno en el
segundo miembro. Esto se ajusta mediante el coeficiente adecuado.
Cr2O72 → 2Cr3
En la segunda semirreacción los átomos de carbono están balanceados.
E0319-Unidad 4.3.indd 254
6/30/06 8:00:12 AM
b) En la primera semirreacción hay siete átomos de oxígeno en el primer miembro.
Por lo tanto, como el medio es ácido, deben agregarse siete moléculas de agua en el
segundo miembro de esta semirreacción. El exceso de hidrógeno se balancea por H
en el miembro contrario.
14H Cr2O72 → 2Cr3 7H2O
Dentro de la segunda semirreacción hay un átomo de oxígeno de más en el segundo
miembro. Como el medio es ácido, se agrega una molécula de agua en el segundo miembro.
En dicha semirreacción hay un exceso de cuatro átomos de hidrógeno. Éstos se balancean
por H en el miembro contrario.
H2O [C2H6O]0 → [C2H4O2]0 4H
Con esto concluye el proceso de balance de masa. El resultado es éste:
14H Cr2O72 → 2Cr3 7H2O
H2O [C2H6O]0 → [C2H4O2]0 4H
Paso 5. Balance de carga. Este paso sólo debe realizarse después del balance de masa,
nunca antes. De nuevo, este paso puede efectuarse utilizando desigualdades, las cuales se
resuelven agregando electrones (e) para igualar las cargas iónicas.
14H Cr2O72 → 2Cr3 7H2O
14 2 12 6
6e 12 6
6 6
6e 14H Cr2O72 → 2Cr3 7H2O
(reducción)
H2O [C2H6O]0 → [C2H4O2]0 4H
0 4
0 4 4e
00
H2O [C2H6O]0 → [C2H4O2]0 4H 4e
(oxidación)
El resultado del paso 5 es éste:
6e 14H Cr2O72 → 2Cr3 7H2O
H2O [C2H6O]0 → [C2H4O2]0 4H 4e
Paso 6. Balance de electrones perdidos y ganados.
[6e 14H Cr2O72
[
→ 2Cr3 7H2O
]2
H2O [C2H6O]0 → [C2H4O2]0 4H 4e
]3
12e 28H 2 Cr2O72 3H2O 3[C2H6O]0 → 4Cr3 14H2O 3[C2H4O2]0 12H 12e
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6/30/06 8:00:13 AM
16H 2Cr2O72 3[C2H6O]0 → 4Cr3 11H2O 3[C2H4O2]0
Paso 7. Los coeficientes que se obtienen en la ecuación iónica se trasladan a la reacción
general, pero sólo quedan balanceadas las especies que intervinieron en el proceso redox.
2K2Cr2O7 3C2H6O H2SO4 → 2Cr2 (SO4)3 3C2H4O2 K2SO4 11H2O
Paso 8. Por último, se ajustan las especies que permanecieron sin cambios en el proceso
redox.
2K2Cr2O7 3C2H6O 8H2SO4 → 2Cr2 (SO4)3 3C2H4O2 K2SO4 11H2O
Evalúate y aplica tus conocimientos
A continuación se te proporcionan 20 reacciones químicas redox (sin balancear)
inorgánicas. El objetivo es que hagas el balanceo por el método que selecciones
(cambio del número de oxidación o ión–electrón) siguiendo los pasos que se detallan enseguida:
aa) Identifica la especie química que se oxida y escribe la semirreacción de oxidación. Balancea esta semirreacción (por masa y carga).
b) Identifica la especie química que se reduce y escribe la semirreacción de reb
ducción. Balancea esta semirreacción (por masa y carga).
cc) Identifica el agente oxidante y el agente reductor.
d) Escribe la reacción global redox.
d
ee) Escribe la reacción global total.
1. Cl2 KOH → KCl KClO3 H2O
2. PbS Cu2S HNO3 → Pb(NO3)2 Cu(NO3)2 NO2 S H2O
3. H2O2 KMnO4 H2SO4 → K2SO4 MnSO4 O2 H2O
4. Crl3 KOH Cl2 → K2CrO4 KlO4 KCl H2O
5. PbO2 Sb KOH → PbO KSbO2 H20
6. Cr2(SO4)3 Kl KlO3 H2O → Cr(OH)3 K2SO4 I2
7. KCIO3 HI H2SO4 → KHSO4 HCI I2 H20
8. HSCN KMnO4 H2SO4 → MnSO4 K2SO4 HCN H2O
9. K4Fe(CN)6 KMnO4 H2SO4 → K3Fe(CN)6 MnSO4 K2SO4 H2O
10. CeO2 KI HCI → CeCI3 KCI I2 H20
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6/30/06 8:00:14 AM
11. KBrO3 KI HBr → KBr I2 H20
12. Ca(IO3)2 KI HCI → CaCI2 KCI I2 H2O
13. CuSCN KIO3 HCI → CuSO4 ICN KCI H20
14. PbCrO4 KI HCI → PbCI2 CrI3 KCI I2 H2O
15. Mn(NO3)2 (NH4)2S2O8 H20 → HMnO4 (NH4)2SO4 H2SO4 HNO3
16. MnSO4 KMnO4 H2O → MnO2 K2SO4 H2SO4
17. MnSO4 ZnSO4 KMnO4 H2O → 5[Zn(OH)22MnO2] KHSO4 7H2SO4
18. Mo2O3 KMnO4 H2SO4 → MoO3 MnSO4 K2SO4 H2O
19. H2SO3 KIO3 HCI → H2SO4 KCI ICI H2O
20. Na2S2O3 KIO3 HCI → Na2SO4 K2SO4 ICI H2O
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6/30/06 8:00:15 AM
Energía en las
reacciones químicas
Lo que vamos a
estudiar
4.4
E0319-Unidad 4.4.indd 258
La energía en
las reacciones
químicas
6/30/06 8:02:27 AM
¡Activa tus ideas!
¿Qué tienen que ver con el clima la cantidad
ad d
de agua en la
Tierra y sus p
propiedades?
¿En qué se relaci
aciona nuestra
alimentación
ón co
con la química?
E0319-Unidad 4.4.indd 259
6/30/06 8:02:34 AM
4.4 La energía en las reacciones químicas
La termodinámica es un área de la química física y química que estudia las relaciones entre
las diferentes propiedades de equilibrio de un sistema y los cambios que se producen en los
estados de los sistemas. La termoquímica es la parte de la termodinámica que estudia
los cambios de energía en las reacciones o procesos químicos.
Debido a que es prácticamente imposible estudiar la energía del Universo, definiremos
como sistema la parte específica del Universo que nos interesa; al resto, externo al sistema,
le llamaremos entorno.
Hay tres tipos de sistemas:
• Abiertos. Pueden intercambiar masa y energía (por lo general, en forma de calor)
con su entorno. Por ejemplo, un charco de agua en la banqueta.
• Cerrados. Permiten la transferencia de energía (calor), pero no de masa. Por ejemplo, agua en un frasco cerrado.
• Aislados. No permiten la transferencia ni de masa ni de energía. Por ejemplo, agua
dentro de un termo (suponiendo que el material del recipiente fuera totalmente aislante).
La temperatura es una medida indirecta de la energía cinética de las moléculas de una
sustancia. Dos sistemas están en equilibrio térmico entre sí, si tienen la misma temperatura.
Medición de la temperatura
En general, se basa en la expansión o contracción uniforme dentro de un intervalo de temperatura; puede ser un cambio de dimensiones o de volumen de una sustancia.
La escala de temperatura de uso más generalizado es la Celsius (°C) y se estableció en
términos de los puntos de hielo (punto de fusión) y de vapor (punto de ebullición) del agua
pura medidos a una atmósfera de presión. Al punto de hielo se le asigna el valor de 0 °C y al
de vapor de 100 °C.
La escala Kelvin (K) es otra gradación de la temperatura que se basa en la expansión
o contracción uniforme del volumen de los gases ideales. Esta escala recibe el nombre de
absoluta porque no depende de un gas en especial para establecerla. En realidad, el punto cero corresponde a una extrapolación de la relación presión/temperatura a un volumen
constante. No corresponde al volumen cero de un gas ideal. En ésta, tampoco existen valores
negativos de temperatura absoluta como en las otras escalas.
Todos los valores son positivos y el cero absoluto corresponde a una temperatura Celsius
de ⫺273.15. Esto es:
Las escalas de
Celsius y Kelvin
son iguales; es
decir:
1 K ⫽ 1 °C
Sin embargo,
la referencia es
distinta:
O K ⫽ ⫺273.15 °C.
E0319-Unidad 4.4.indd 260
O K ⫽ ⫺273.15 °C
1 K ⫽ 1 °C
De esta manera, para convertir temperaturas de grados Celsius a Kelvin simplemente se
suma, para propósitos prácticos, 273 a la temperatura Celsius:
TK ⫽ TC ⫹ 273
Otra escala que también se utiliza comúnmente es la Fahrenheit, para la cual el punto
de hielo es de 32 °F y el de vapor de 212 °F.
6/30/06 8:02:42 AM
Las relaciones para efectuar conversiones entre las dos escalas son las siguientes:
Calor y
temperatura son
propiedades
muy diferentes.
Mientras el calor
es energía, la
temperatura es sólo
una manifestación
de ésta. Para no
confundirlos, te
recomendamos
prestarles atención
a sus unidades.
TC 5兾9 (TF 32)
TF 9兾5TC 32
TC (TF 32)兾1.8
TF 1.8TC 32
El calor (q) es la cantidad de energía necesaria para modificar la temperatura de una
masa. Como el calor es energía, su unidad es el joule ((JJ). También se le puede definir como
energía en tránsito. Este tránsito sólo va de un cuerpo con mayor temperatura a otro de
menor temperatura. ¡Nunca a la inversa! La cantidad de calor que se transfiere se puede
determinar por el cambio de temperatura.
La unidad de calor, la caloría (cal), se define como la cantidad de calor que se necesita
para elevar la temperatura (14.5 a 15.5 °C) de un gramo de agua, un grado Celsius. En el SI
(Sistema Internacional de unidades), la unidad es la kilocaloría y es igual a la cantidad de
calor que se necesita para elevar un grado Celsius la temperatura de un kilogramo de agua.
Otra unidad de calor es la BTU (unidad térmica británica), que se define como la cantidad
de calor necesaria para elevar un grado Fahrenheit (de 63 a 64 °F) la temperatura de una
libra de agua. 1 BTU ⴝ 252 calorías.
En la actualidad es común encontrar que las unidades de energía se expresan en julios
(J) y en este caso, 1 cal ⴝ 4.184 J.
La unidad de calor que se utiliza para tasar el valor energético de los alimentos es la
kilocaloría, que se indica con una C mayúscula, y se le da el nombre de Caloría (con C mayúscula). Por lo tanto, es indispensable saber cuándo se está hablando de la caloría común o
de la caloría alimentaria, cuyo símbolo es cal.
Conexión al mundo
Una dieta balanceada
La salud se conserva en buen estado si hay una vida sana, lo cual requiere de una buena
alimentación. Es decir, que ésta cumpla con cuatro características: que sea balanceada, integral, variada e higiénica. Investiga qué es una dieta balanceada. Analízalo con tus compañeros y digan quiénes llevan una dieta balanceada.
Observa la siguiente tabla y responde:
E0319-Unidad 4.4.indd 261
Alimento
Carbohidratos
%
Grasas
%
Proteínas
%
H2O
%
Energía
KJ/100g
Jitomate
19.7
0.2
1.1
93.5
92
Frijoles
10.1
5.1
9.8
73.8
494
Carne de res
0.0
5.3
31.7
61.6
766
6/30/06 8:04:01 AM
Bacalao
0.0
0.3
17.6
81.2
326
Pan blanco
50.4
3.2
8.7
35.8
1125
Leche
54.9
3.5
3.5
87.4
272
Huevo
0.9
11.5
12.9
73.7
682
Manzana
14.5
0.6
0.2
84.4
243
¿Qué tipo de alimentos proporcionan la mayor cantidad de energía?
¿Por qué la mejor manera de adelgazar consiste en hacer más ejercicio?
La siguiente tabla enlista los requerimientos energéticos de un joven como tú, observa y
calcula cuánta energía necesitas por día:
Tabla de requerimientos energéticos
E0319-Unidad 4.4.indd 262
Actividad
Kcal兾hora
Watts
Estar sentado
15
17
De pie y relajado
20
21
Escribiendo
20
21
Caminando
200 a 350
210 a 400
Corriendo
800 a 1 000
930 a 1 160
Bailando
200 a 400
210 a 460
Gimnasia
200 a 500
210 a 460
Tenis
400 a 500
460 a 600
Natación
300 a 900
350 a 1 050
Escalamiento
700 a 900
800 a 1 050
6/30/06 8:04:04 AM
Diseña una dieta que satisfaga los requerimientos energéticos que calculaste.
¿Qué significado tienen las unidades de KJ兾100g en la tabla de alimentos?
¿Qué relación tienen estos datos con la reacción de combustión?
¿Investiga cuál es el procedimiento para obtener estos valores?
¿Crees que estos valores son un estándar; es decir, que sin importar la región, los alimentos
tengan el mismo contenido energético que los enlistados en las tablas?
Define energía química almacenada.
Medición del calor
Calor específico. A lo largo de nuestra vida hemos observado que los objetos diferentes
absorben calor en forma distinta. Esto puede explicarse por el hecho de que los materiales
tienen una composición y estructura únicas y, por consiguiente, absorben energía en función de estas características. Así, los elementos y los compuestos tienen un valor de calor
específico, de la misma manera que lo pueden tener las mezclas homogéneas.
Los buenos conductores del calor poseen valores pequeños de calor específico, mientras
que los aislantes térmicos los tienen muy elevados.
Como se vio en la primera unidad, el calor Q es una magnitud extensiva y, por lo tanto,
depende de la cantidad de materia. También se vio que la energía calorífica se manifiesta
cuando hay una diferencia de temperatura. De este modo, se puede decir que el calor es
directamente proporcional a la masa y a la diferencia de temperatura.
Q α mΔ
ΔT
E0319-Unidad 4.4.indd 263
6/30/06 8:04:04 AM
Para escribir una igualdad sabemos que es necesario introducir una constante de proporcionalidad. Ésta es el calor específico. Así,
Q ⴝ CemΔ
ΔT
donde:
Ce calor específico
m masa de sustancia
ΔT diferencia de temperatura (Tf Ti)
Tf temperatura inicial
Ti temperatura inicial
Por lo tanto, las unidades del calor específico son cal兾g °C.
El calor específico del agua constituye un caso muy destacado. En comparación con todos
los materiales comunes, el calor específico del agua (1 cal兾g °C o 4.184 J兾g °C) es muy alto
y, gracias a ello, resulta ser un refrigerante excelente. Es decir, tarda más en calentarse y
enfriarse que la mayoría de las sustancias y materiales.
Más de 70% de la superficie terrestre se compone de agua. Este volumen permite la
absorción de una gran cantidad de la energía solar durante el día y la devuelve luego de
la puesta del Sol.
La consecuencia más importante de este proceso es que la variación de la temperatura en
la Tierra es mínima (25 °C) y la temperatura promedio de ésta es de 16 °C.
Esta propiedad tan importante es la que regula el clima en la Tierra y permite que el agua
se conserve líquida. En los sitios donde no hay grandes mantos acuíferos las temperaturas
son extremas; son muy altas en la primavera y el verano y muy frías en parte del otoño y
el invierno. En pocas palabras, el calor específico y la gran cantidad de agua que hay en la
Tierra son factores determinantes para la regulación del clima.
Calor sensible, calor latente y cambios de fase
En estado sólido o líquido, las sustancias absorben calor de manera continua y, por lo tanto,
se observa un aumento continuo de temperatura debido a que la energía cinética media de
átomos o moléculas se va incrementando paulatinamente. A este aumento de temperatura
se le da el nombre de calor sensible, y el calor que se absorbe corresponde al calor específico
de la sustancia en ese estado físico. El valor del calor agregado o desprendido se calcula con
la expresión Q CemΔT.
Piensa y explica
1. Calcula la cantidad de calor que se libera cuando 200 g de agua pasan de 65 °C a
20 °C.
2. Calcula la cantidad de calor que debe suministrarse para que 200 g de hielo
(Cehielo 0.5 cal/g °C) a 25 °C pasen a hielo a 0 °C.
E0319-Unidad 4.4.indd 264
6/30/06 8:04:04 AM
Cuando se llega al punto en que el sólido comienza a fundirse, o un líquido alcanza su punto de ebullición, se observa que el suministro de calor no causa un
aumento de temperatura, sino que ésta permanece así mientras el sólido pasa al
estado líquido o el líquido a vapor.
En el caso de los sólidos, se le llama punto de fusión y el sólido sigue absorbiendo calor pero sin cambio de temperatura. Éste es el llamado calor latente de
fusión o simplemente calor de fusión; se define como la cantidad de calor que se
necesita para convertir 1 g de sólido en 1 g de líquido a la misma temperatura.
Cuando se trata de líquidos, se llega a un punto en que éstos comienzan a
hervir. Aquí, la temperatura se conserva constante y se conoce con el nombre
de punto de ebullición. El fenómeno de absorción de calor recibe el nombre de
calor latente de vaporización o calor de vaporización. Se define como la cantidad
de calor que se requiere para convertir 1 g de líquido en 1 g de vapor a la misma
temperatura.
Todo lo anterior puede resumirse en la siguiente curva de calentamiento.
v
l→v
v←l
l
T
S sólido
l líquido
v vapor
S→l
S
l←S
calor agregado
Curva de calentamiento de una sustancia pura. En las pendientes, el aumento de
temperatura es continuo y, en general, el calor específico de la sustancia es el
mismo. En las mesetas la temperatura se conserva constante, pues el calor suministrado se consume para pasar de sólido al líquido o de líquido a vapor a la misma
temperatura. También es común que en los estados sólido, líquido o gaseoso de
las sustancias puras los calores específicos no sean iguales.
3. Calcula la cantidad de calor que se necesita para que 200 g de agua a 100 °C
pasen a vapor a 100 °C (calor de vaporización del agua 540 cal/g °C).
E0319-Unidad 4.4.indd 265
6/30/06 8:04:05 AM
La energía
química es una
forma de energía
almacenada en
las unidades
estructurales de las
sustancias; es decir,
está determinada
por el tipo y
organización de los
átomos de cada
sustancia. Cuando
las sustancias
participan en una
reacción química, la
energía química se
libera, se almacena
o se convierte en
otras formas de
energía.
4. ¿Qué cantidad de calor se necesita para convertir 200 g de hielo a 15 °C en
vapor de agua a 135 °C (Ce (H2O)vapor 0.5 cal/g °C).
5. ¿Cuál será el incremento de temperatura de 100 g de aluminio (Ce 0.214 cal/g
°C), 100 g de cobre (0.092 cal/g °C) y 100 g de agua cuando la misma cantidad de
metanol (CH3OH) (CeMeOH 0.605 cal/ g °C) se calienta de 20 °C a 50 °C.
Primera ley de la termodinámica
Cuando ocurre un proceso físico o químico hay transferencia de energía en forma de trabajo
y calor, y la cantidad de energía involucrada no se crea ni se destruye, únicamente se trasforma. Ésta es una de las generalizaciones de la física y la química que se ha verificado en cada
uno de los procesos estudiados; hasta el momento no se ha demostrado lo contrario. De esto
se deriva la primera ley de la termodinámica.
Las funciones de estado son las propiedades de un sistema que están determinadas por
los estados inicial y final del sistema, y no por la manera como éste alcanzó el estado final.
Un ejemplo de función de estado es la energía total de un sistema, llamada también
energía interna, que se define como la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de
sus partes.
Así, el cambio de energía interna (ΔE
Δ ) es la diferencia entre la energía interna del sistema al término de un proceso y la que tenía al principio.
Δ Efinal Einicial
ΔE
Piensa y explica
1. En una reacción química, ¿cuál sería el estado inicial y cuál el final?
La primera ley de
la termodinámica
establece que
todas las formas
de energía pueden
intercambiarse,
pero no se pueden
destruir ni crear, por
lo cual la energía
total del Universo
permanece
constante.
Cualquier energía
que un sistema
pierda deberá
ser ganada por el
entorno y viceversa.
E0319-Unidad 4.4.indd 266
2. Escribe positivo o negativo en las líneas.
Cuando Efinal Einicial, el valor de ΔE
Δ es ____________ , lo cual indica que el sistema
ganó energía de su entorno.
Se obtiene un ΔE
Δ ___________ cuando Efinal Einicial, lo cual indica que el sistema
cedió energía a su entorno.
Cuando un sistema sufre un cambio físico o químico cambia su energía interna.
Esto se determina por el calor (q)
q agregado o liberado del sistema, más el trabajo
(w)
w realizado sobre o por el sistema:
Δ qw
ΔE
En la siguiente tabla se muestra la relación entre los signos de q y w y el signo de Δ E.
Convención de signo para q
Convención de signo para ω
q 0: se transfiere calor del entorno
al sistema
ω 0 : se transfiere calor del entorno
al sistema
q 0: se transfiere calor del sistema
al entorno
ω 0 : se transfiere calor del entorno
al sistema
6/30/06 8:04:07 AM
Convención de signo para ΔE ⴝ q ⴙ ω
Un proceso
exotérmico
o es
aquel en el que el
sistema libera calor
al entorno.
q 0 y ω 0 : ΔE 0
q 0 y ω 0: el signo de ΔE depende de
las magnitudes de q y ω
q 0 y ω 0 : el signo de ΔE depende
de las magnitudes de q y ω
q 0 y ω 0: ΔE 0
Ejemplo:
2 H2 (g
(g) O2 (g
(g) → 2
H2O ((l ) energía.
Un proceso
endotérmico
o es
aquel en el que el
sistema absorbe
calor del entorno.
Ejemplo:
Energía 2 HgO
(s)
s → 2 Hg (l
( )
O2 (g).
Procesos endotérmicos y exotérmicos
Se dice que ocurre un proceso exotérmico cuando en las sustancias hay cambios físicos o
químicos con desprendimiento de calor. En general, estos procesos son espontáneos e irreversibles.
Por ejemplo, cuando se deja un recipiente que contiene agua a una temperatura mayor
que la ambiental, el sistema libera energía térmica hasta que adquiere la temperatura del
ambiente. Este proceso ocurre en forma espontánea e irreversible, igual que en procesos
semejantes.
Durante las reacciones químicas se rompen enlaces entre los átomos y se forman nuevos. Para romper los enlaces químicos es necesario suministrar energía; es decir, se trata
de procesos endotérmicos. Por el contrario, en la formación de enlaces químicos se libera
energía y, por lo tanto, son procesos exotérmicos.
El balance de energía entre la ruptura y la formación de enlaces químicos determina si
el proceso global es endotérmico o exotérmico.
Piensa y explica
Observa los siguientes diagramas y explícalos en función de la energía de reactivos (estado inicial) y productos (estado final) y de la convención de signos para
la energía interna.
Energía
potencial
Ea
Energía
potencial
Perfil de energía
potencial para
reacciones
exotérmicas
Perfil de energía
potencial para
reacciones
endotérmicas
Ea
AB
CD
Avance de la reacción
E0319-Unidad 4.4.indd 267
CD
AB
Avance de la reacción
6/30/06 8:04:08 AM
Cuando un proceso químico es exotérmico —por ejemplo, las reacciones de combustión—,
en las reacciones de combustión de hidrocarburos (compuestos de carbono e hidrógeno) hay
que romper enlaces carbono–hidrógeno y oxígeno–oxígeno (procesos endotérmicos).
Los productos de combustión de los hidrocarburos son bióxido de carbono y agua. La
formación de estos productos genera gran cantidad de energía en forma de calor y, por consiguiente, el proceso global es exotérmico.
CH4(g) 2 O2(g) → CO2(g) 2H2O(v) calor.
Lo anterior significa que en los enlaces carbono–hidrógeno y oxígeno–oxígeno está almacenada gran cantidad de energía química potencial que se libera cuando se forman los
enlaces carbono–oxígeno e hidrógeno–oxígeno. En consecuencia, estos últimos tienen mucha menos energía que los que les dieron origen.
Piensa y explica
Dibuja un diagrama de energía como el del ejercicio anterior y ubica los reactivos
y productos de la reacción de combustión del metano.
Para evaluar ΔE debemos medir q y w. Mediante experimentos calorimétricos —que se
describirán en breve— puede medirse q, y en química el trabajo puede ser PV (cuando se
producen gases) y trabajo eléctrico (transporte de carga eléctrica, que no se tratará aquí).
Cuando se generan gases a presión constante w PΔV, el gas aumenta de volumen y
realiza trabajo contra la atmósfera. Esto es, el gas realiza trabajo sobre los alrededores. Por
lo tanto:
ΔE q (PΔV) q PΔV
si el proceso se efectúa a volumen constante (ΔV 0) y
ΔE qv
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6/30/06 8:04:10 AM
La medición
de la energía
interna de un
sistema, luego de
haberlo sometido
a un cambio, sólo
depende de los
estados inicial
y final de dicho
sistema y no del
trayecto que siguió
para llegar a dicho
estado final.
En resumen, mediante el cambio de energía libre se mide la energía calorífica que se
gana o se pierde a volumen constante.
Los estados inicial y final del sistema deben especificarse con mucha claridad. Por ejemplo, si el sistema es una masa definida de agua (100 g) a una temperatura superior (60 °C) a
la del ambiente (21 °C), el sistema tenderá a liberar energía calorífica hacia los alrededores
para llegar a la del ambiente.
Por otra parte, si el sistema es una masa igual definida de hielo (100 g) y la temperatura
del ambiente (21 °C) es superior a la del hielo (°C), el sistema tenderá a recibir energía térmica de los alrededores hasta alcanzar la temperatura del ambiente.
En ambos casos, los sistemas agua caliente y hielo alcanzaron el mismo estado final
y su energía interna es la misma. En consecuencia, la energía interna es una función de
estado y no depende del estado inicial. En el caso del agua caliente, sólo fue necesario que
se desprendiera calor hacia los alrededores para llegar al estado final (proceso exotérmico).
El hielo, en cambio, absorbió calor de los alrededores para primero fundirse y luego llegar
al mismo estado final. Ambas trayectorias evidentemente fueron distintas; no obstante, se
llegó al mismo estado final.
Si se observa la curva de calentamiento de la figura 1, las trayectorias que siguen el agua
caliente y el hielo son diferentes. En el estado inicial, el hielo comienza por fundirse y luego asciende por la pendiente para llegar al estado final. En este camino se absorbe energía
térmica y, por lo tanto, se da un proceso endotérmico. La cantidad de calor que se absorbe
es de:
Q1 (100 g)(80 cal/g) 8,000 cal
Q2 (100g)(1 cal/g °C)(21 0)°C 2,100 cal
Qtotal Q1 Q2 10,100 cal
En el caso del agua, los estados inicial y final se encuentran en la pendiente de la curva
de calentamiento y el trayecto ocurre en descenso. En este recorrido se libera energía térmica y, en consecuencia, el proceso es exotérmico.
Q (100 g) (1cal/g °C)(21 60)°C 3,900 cal
Como se puede advertir, el calor absorbido o liberado q depende de la trayectoria que
siguió el sistema para llegar al estado final y, por lo tanto, q es una función de trayectoria
y no de estado. El trabajo w realizado por o sobre un sistema tampoco es función de estado
pero sí de trayectoria. Sin embargo, su suma q w o sea E sí es función de estado, pues
comprende a q y w que son complementarios.
Cuando se trata de reacciones químicas, el tratamiento es semejante. Por ejemplo, en las
reacciones donde no se producen gases la energía calorífica es la única presente. Pueden ser
procesos endotérmicos o exotérmicos. En las reacciones donde intervienen gases, además
de la energía calorífica que se suministre o se desprenda, se realiza trabajo sobre el sistema o
éste hace trabajo hacia la atmósfera. A pesar de la magnitud del trabajo que se efectúa contra
la presión atmosférica o ésta sobre el sistema, es insignificante y puede ignorarse.
Casi todos los procesos que tienen lugar en un laboratorio de química y en la naturaleza
—entre ellos, los que ocurren en los seres vivos— se efectúan a una presión atmosférica
prácticamente constante. La medición de los cambios energéticos de estos procesos resulta
más conveniente si se utiliza otra función de estado que recibe el nombre de entalpía y se
simboliza como H. Al igual que la energía interna, no puede medirse el valor absoluto de
entalpía, pero sí sus cambios H Hf Hi.
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6/30/06 8:04:11 AM
Como el proceso tiene lugar a presión constante, entonces
E qp PV
y
qp E PV o
H E PV
En resumen, con qp se mide el calor que se gana o se pierde a presión constante.
La diferencia entre E y H es el trabajo PV que el sistema realiza a presión constante. Aun
cuando intervienen gases, este trabajo PV es insignificante y la mayor parte de la energía en
juego se manifiesta como calor. Por lo tanto, es una buena aproximación utilizar el cambio
de entalpía en los procesos químicos.
Por ejemplo, en la reacción:
2H2(g) O2(g) → 2H2O(g)
H 483. 6 kJ y PV 2.5 kJ
por tanto:
E 483. 6 kJ 2.5 kJ 481.1 kJ
Como puedes advertir, en este caso que intervienen gases, E y H son casi iguales.
Evalúate y aplica tus conocimientos
1. Explica con tus propias palabras la diferencia entre los significados de los términos calor, energía térmicaa y temperatura.
2. Explica si la energía térmica se conserva.
3. Explica bajo qué condiciones se puede representar el valor de H para una
reacción
4.
aa) Indica si los cambios siguientes son exotérmicos o endotérmicos:
ii)
CaCO3 (s) → CO2 (g
(g) + CaO (s)
s Hr 178.3 kJ
ii)
i H2 (g
(g) Cl2 (g
(g) → 2 HCl (g
(g) Hr 184.62 kJ
iii)
i NH3 (g
(g) + HCl (g) → NH4Cl (s) Hr 176.0 kJ
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b) Plantea las ecuaciones para las reacciones i y iii,i indicando la energía térmib
ca como un reactivo o como un producto.
cc) Indica si después de haber efectuado la reacción iii las paredes del recipiente se sentirán calientes o frías. Explica tu respuesta.
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6/30/06 8:04:12 AM
Rapidez de reacción
Lo que vamos a
estudiar
4.5
Cinética química:
rapidez de
reacción
4.5.1
Factores que
modifican la
rapidez de las
reacciones
químicas
4.5.2
Teoría de las
colisiones y
del estado de
transición
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¡Activa tus ideas!
¿Las explosioness eestán relacionadas con la rapidez de las
reacciones?
s?
¿Qué reacciones es
e conveniente que see eefectúen más
rápido?
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6/30/06 8:06:46 AM
4.5 Cinética química: rapidez de reacción
La cinética
química estudia
la rapidez con
que se efectúan
las reacciones
químicas y los
mecanismos por
las que se llevan a
cabo.
La cinética química se dedica al estudio de la rapidez1 con que se efectúan las reacciones
químicas y los mecanismos por los que ocurren dichas reacciones.
Algunas reacciones tienen lugar con una rapidez que, si no se toman las precauciones
correspondientes, llegan a ser explosivas. Con seguridad, has experimentado esto cuando
enciendes una llama en la que se está quemado gas LP (gas licuado de petróleo).
Otras son tan lentas que pueden pasar años sin que ocurran cambios evidentes en los materiales que están reaccionando. El amarillamiento de las páginas de los libros antiguos que
responde a la combustión extremadamente lenta de la celulosa del papel es un ejemplo.
Esto último ha llevado a diseñar espacios adecuados para la conservación de los libros en
las bibliotecas y los archivos de documentos trascendentales que les dan a las naciones su
legitimidad histórica, cultural y científica.
Una de las aplicaciones importantes de la cinética química se da en cómo regular la
rapidez de las reacciones para que algunas ocurran más aceleradamente y otras sean más
lentas o menos peligrosas. Por ejemplo, en una mina de carbón donde puede haber grandes
concentraciones de metano (gas grisú) no es recomendable encender fósforos o producir
chispas que propicien la combustión del metano en forma explosiva. No obstante, si este
gas se dosifica para consumirse, en el hogar o la industria, la reacción tiene lugar en forma
controlada sin que ocurran explosiones.
Con seguridad, en una fábrica de productos químicos lo que se busca es que las reacciones ocurran con la rapidez y la eficiencia suficientes para lograr mayores ganancias. No
deja de ser importante la acción de los medicamentos en cuanto a tiempo y modo de acción.
En algunos casos, la acción rápida es prioritaria; en otros, la acción lenta y prolongada del
principio activo del medicamento es fundamental.
Como consumidores, nos gustaría contar con pinturas, cementos y materiales dentales
de secado y fraguado rápidos, así como con objetos metálicos que no se deterioren tanto
por el uso y el ambiente. También es importante reducir al mínimo, o de plano evitar, las
reacciones químicas que causan deterioro ambiental —como los clorofluorometanos (freones)— que han causado la destrucción de la capa de ozono de la estratosfera. El descubrimiento del mecanismo de acción de estos compuestos llevó rápidamente a sustituirlos para
evitar la destrucción de esa capa protectora.
Así, podríamos seguir mencionando situaciones donde la rapidez y los mecanismos de
las reacciones químicas son determinantes; pero con estos pocos ejemplos quizá podamos
percatarnos de la importancia de este tema de la química.
Reacciones lentas
Tal vez la rapidez con que ocurren las reacciones lentas no ofrezca tantas dificultades para el
estudio de éstas. Y es que se tiene tiempo suficiente para ir midiendo el cambio de concentración de los reactivos o, si es más conveniente, el aumento de concentración de los productos durante el tiempo que dura la reacción. En la medición de la rapidez de estas reacciones
pueden utilizarse métodos químicos directos. En estos casos se van tomando muestras del
recipiente de reacción que se analizan a intervalos para seguir el cambio de concentración
de los reactivos y/o productos.
1
En muchos textos de química se utilizan los términos rapidez y velocidad
d indistintamente. Aquí sólo se empleará
el término rapidez, ya que se trata de un escalar. El término velocidad se considera como vector y, por consiguiente,
no se utilizará en este texto.
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6/30/06 8:06:54 AM
No es necesario realizar el análisis de todos los reactivos o productos. Si se conoce la estequiometría de la reacción, con el análisis de uno de ellos es suficiente. Un ejemplo de este tipo
de reacciones podría ser la síntesis de sulfanilamida (un antibiótico), a partir de acetanilida y
ácido clorosulfónico, que puede durar hasta seis horas. Otro caso interesante es la hidrólisis
del acetato de etilo con ácido clorhídrico, reacción que puede durar hasta una semana.
CH3CONHC6H5 ⫹ HSO3Cl →
acetanilida
ácido
clorosulfónico
CH3COOC2H5 ⫹ H2O
H2NC6H4SO2NH2 ⫹
sulfanilamida
H⫹
→ CH3COOH ⫹ C2H5OH
En reacciones relativamente más rápidas, en comparación con las que duran horas o
días, se pueden utilizar métodos conductimétricos (aparición o desaparición de especies
iónicas). Un ejemplo es la reacción de hidrólisis de haluros de alquilo.
(CH3)2CH ⫺ Br ⫹ 2H2O
→
(CH3)2CH ⫺ OH ⫹ H3O⫹ ⫹ Br⫺
O métodos manométricos, que consisten en la medición de volúmenes gaseosos que van
apareciendo en un proceso donde se generan gases (descomposición del agua oxigenada).
H2O2(ac) →
H2O(l) ⫹ 1兾2 O2(g)
Reacciones rápidas
En el caso de las reacciones muy rápidas es necesario el uso de métodos de flujo y de pulso. La descripción de estos métodos queda fuera del alcance de este texto, ya que implica
el empleo de técnicas espectrofotométricas. Baste decir que el desarrollo de los métodos
convencionales de flujo se iniciaron en 1887 y fueron seguidos por los métodos ultrasónicos
(1960), reacciones en solución que ocurren en microsegundos y nanosegundos (transferencia de protones y cambios de configuración). La espectroscopia de resonancia magnética
nuclear (RMN) sirve para medir la rapidez de las reacciones que tienen una duración de 10⫺5
segundos. Los métodos de fotólisis instantánea se han utilizado hasta ahora para medir la
rapidez de las reacciones químicas (en microsegundos en 1950; en nanosegundos en 1970;
en picosegundos, en 1976, y en subpicosegundos en 1980).
Las técnicas ultrasónicas se utilizan en procesos que ocurren en microsegundos y nanosegundos, como la transferencia de protones y los cambios de configuración. La espectroscopia de resonancia magnética nuclear también es aplicable a la cinética de extrema rapidez.
El análisis de la anchura de los picos de los espectros de RMN proporciona información
valiosa de procesos con vida media de 10⫺5 segundos. Las investigaciones de resonancia del
espín electrónico se utilizan en reacciones donde intervienen radicales libres (estas especies
son paramagnéticas).
Conexión al mundo
Alfred Nobel, el inventor sueco de la dinamita, era una persona solitaria; a menudo estaba
enfermo y padecía depresión crónica. Leía, hablaba y escribía en cinco idiomas con fluidez:
sueco, ruso, inglés, francés y alemán.
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6/30/06 8:06:55 AM
Había inventado el explosivo militar más potente conocido hasta entonces, por lo que se
convirtió en un hombre muy rico.
La nitroglicerina es un líquido aceitoso amarillo claro. A veces es suficiente con agitar
el líquido para causar su descomposición explosiva en nitrógeno, dióxido de carbono, agua
y oxígeno gaseosos. Si la fórmula de la nitroglicerina es C3H5N3O9 balancea la ecuación química de su descomposición.
C3H5N3O9
→
N2(g) ⫹ CO2(g) ⫹ H2O(g) ⫹ O2(g)
En su testamento, Alfred Nobel dejó estipulado que su fortuna debía utilizarse para estimular
a quienes trabajaran en beneficio de la humanidad.
4.5.1 Factores que afectan la rapidez de las reacciones químicas
Con todo, y a pesar de la complejidad del tema, existen algunas variables con las que podemos abarcar los aspectos principales que regulan la rapidez con que tienen lugar las reacciones químicas. A saber:
• Naturaleza de los reactivos
• Temperatura
• Concentración de los reactivos
• Presión
• Presencia de catalizadores
Todos estos aspectos tienen que ver con dos teorías que explican el acaecimiento de las
reacciones químicas: las teorías de las colisiones y del estado de transición.
4.5.2 Teorías de las colisiones y del estado de transición
trra
Las reacciones
bimoleculares
son aquellas donde
intervienen dos
especies químicas.
Estas especies
pueden ser
moléculas o iones.
La teoría de las colisiones es importante cuando se trata de reacciones en una sola fase
(gaseosa y en solución). Esto no es sorprendente, pues para que las sustancias reaccionen
necesitan chocar entre sí con cierta energía y frecuencia. De otro modo, no se entendería
que hubiera reacciones químicas. Aunque en fase gaseosa las colisiones son directas y sin
importar el punto de colisión, éstas se asemejan bastante a las reacciones entre iones que
no implican transferencia de electrones. Es decir, estas reacciones tienen lugar por simple
“encuentro” entre los reactivos.
A⫹B
→
C⫹D
La teoría del estado de transición es más incluyente y se aplica muy bien a las reacciones
bimoleculares.2 Además de explicar de modo satisfactorio las reacciones que tienen lugar
en una sola fase, también lo hacen en reacciones en fase heterogénea. Entre las reacciones
2
En las reacciones bimoleculares, como su nombre lo indica, intervienen dos especies químicas al mismo tiempo.
Pueden ser moléculas o iones.
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6/30/06 8:06:56 AM
que se explican mejor mediante esta teoría están, como ya se dijo, las reacciones orgánicas
bimoleculares y las reacciones redox de metales de transición. En estas últimas los iones
reaccionantes deben estar en estado de transición “bimolecular” para que pueda ocurrir la
transferencia de electrones. La colisión simple no explica satisfactoriamente este proceso.
Ce4(ac) Fe2(ac) → Ce3(ac) Fe3(ac)
En general, puede resumirse como
A B → AB
AB → C D
Naturaleza de los reactivos
Aunque no se trata de un proceso químico, te habrás percatado de que cuando disuelves azúcar en agua, la rapidez de disolución es mayor si el azúcar se encuentra en forma granular
que cuando lo está en forma de caramelo. La superficie también es importante en los procesos químicos. Por ejemplo, un metal en polvo reacciona con más rapidez con los ácidos que
cuando está como granalla (trozos de tamaño regular). En general, mientras los reactivos se
encuentren en partículas cada vez más pequeñas e incluso (mucho mejor) en forma de las
especies que van a reaccionar (átomos, iones o moléculas), las reacciones serán más fáciles.
Como lo podrás advertir, esto permite una interacción mayor entre los reactivos y se traducirá en una rapidez de reacción más elevada.
Haciendo ConCiencia
Observa la gráfica y contesta las preguntas.
#ONCENTRACIØN DE / MOLY,
$;/= $ T $;/= 6ELOCIDAD $;/=
$T
6ELOCIDAD $;/=
$T
6ELOCIDAD $;/=
$T
$T $;/= $T 4IEMPO S
1. ¿Qué tendencia observas en la gráfica?
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6/30/06 8:07:23 AM
3. ¿Cómo cambia la rapidez con respecto a la concentración de oxígeno?
4. Si la reacción que se lleva a cabo es la siguiente:
2N2O5 → 4NO2 O2
a) La rapidez de reacción que calculaste es:
i)
la de formación del O2
ii) la de descomposición del N2O5
iii) la de formación del O2
b) Para obtener un mol de oxígeno se necesitan ____
_ __________ moles de N2O5
5. ¿Qué pasará con la concentración de N2O5 conforme avance la reacción?
6. ¿Cómo será la rapidez de descomposición del N2O5 con respecto a la rapidez de formación de O2?
Otro aspecto que puede tratarse aquí es la reactividad química. Por ejemplo, los metales
alcalinos (litio, sodio, potasio) y algunos de los no metales (flúor, cloro, fósforo) son en extremo reactivos. En cambio, los metales de acuñar (cobre, oro y plata, entre otros) son muy
estables y se puede decir que poco reactivos. Muchos compuestos orgánicos y bioquímicos
tienen un sitio específico donde ocurre la reacción y, por consiguiente, si las interacciones
entre los reactivos no ocurren en ese sitio específico, simplemente no habrá reacción. Como
puedes ver, hay varios factores inherentes a la naturaleza de los reactivos que afectan en
forma notable la rapidez de las reacciones químicas.
También, la rapidez dependerá de si las reacciones tienen lugar en un medio homogéneo
o heterogéneo. En un medio homogéneo las reacciones ocurren con más facilidad porque,
probablemente, con el simple movimiento térmico o una ligera agitación los reactivos se
ponen en contacto. No ocurre lo mismo con las reacciones en fase heterogénea. En éstas,
la reacción sólo ocurrirá en la interfase y se necesitará una agitación vigorosa y un sólido
molido finamente para tener mayor superficie de contacto.
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Concentración de los reactivos
En la rapidez de las reacciones químicas, la concentración de los reactivos es determinante.
Si la concentración es baja, la posibilidad de que haya reacción es limitada y tardará más
tiempo en efectuarse. Si se aumenta la concentración, la posibilidad de encuentros entre los
reactivos aumenta y, por consiguiente, la rapidez también será mayor.
Observemos los siguientes esquemas:
j
j j
j
A
B
C
En el esquema a, las posibilidades de encuentro entre las partículas de reactivos es baja
porque están poco concentradas. En el b, el incremento de los encuentros aumenta en forma
geométrica, pues se ha acrecentado la concentración de partículas de reactivos. En el c, es
fácil ver que los encuentros también aumentan en forma geométrica, ya que se ha incrementado la concentración de uno de los reactivos y las posibilidades de encuentro también
se ven favorecidas.
Haciendo ConCiencia
Materiales:
Dos matraces Erlenmeyer
Un tapón horadado
Un trozo pequeño de vidrio
Una manguera delgada
Una jeringa
Granalla de zinc
Un cronómetro
10 ml de HCl 0.1 M
10 ml de HCl 1 M
Procedimiento:
1. Pesa 0.5 g de zinc y agrégalo a un matraz; pesa de nuevo 0.5 g y agrégalo al otro matraz. Etiqueta tus matraces como 1 y 2.
2. Introduce el tubo de vidrio en el tapón horadado y usa la manguera para conectarlo con
la punta de la jeringa. Asegúrate de que el émbolo esté totalmente dentro de la jeringa.
3. Prepara tu cronómetro.
4. Agrega la solución 0.1 M de HCl al matraz 1; lo más rápido que puedas, coloca el tapón
conectado a la jeringa y acciona el cronómetro.
5. Espera exactamente 60 segundos y mide el volumen que se ha desplazado el émbolo.
6. Repite los pasos del 2 al 5 con el matraz 2 y la solución 1M de HCl.
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6/30/06 8:07:27 AM
Registra tus resultados:
Matraz 1
Vol. desplazado en 60 s:
Matraz 2
Vol. desplazado en 60 s:
Rapidez de reacción volumen desplazado 兾 tiempo de reacción
Rapidez de reacción:
Rapidez de reacción:
1. Escribe la ecuación de la reacción que acabas de realizar.
2. ¿Cómo explicas la diferencia en los resultados de rapidez de la reacción?
3. Usa la teoría de colisiones. Resúmela para explicar gráficamente las diferencias que
existen en las condiciones de reacción de tus matraces.
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6/30/06 8:07:28 AM
Temperatura
Otro aspecto fundamental es la temperatura. Cuanto mayor sea la agitación cinética de las partículas de reactivos, mayor será la posibilidad de encuentros y, por lo tanto, la rapidez de la
reacción se acrecienta. Esto se puede advertir con facilidad en la descomposición rápida de los
alimentos en climas calurosos, pues para hacer más lentas las reacciones que favorecen laa descomposición, es necesario refrigerarlos. Sin embargo, en los climas fríos no es muy necesaria la refrigeración.
En los procesos exotérmicos es común evitar el aumento de temperatura, o reducirlo al
mínimo, ya que la reacción inversa a la deseada se ve favorecida por el incremento de temperatura. Como puedes ver, la termodinámica y la cinética permiten regular las condiciones
que mejor convengan para obtener la máxima eficiencia de un proceso químico.
En los procesos endotérmicos el aumento de temperatura siempre será favorable para las
reacciones químicas, pues el aumento de las colisiones será mayor.
Catalizadores
Los catalizadores son sustancias que, sin sufrir alteraciones en el proceso químico, acrecientan la rapidez de algunas reacciones muy lentas. Estas sustancias reducen al mínimo
lo que se conoce como energía de activación y permiten que el incremento de temperatura
sea mínimo. La energía de activación puede ilustrarse con las reacciones de combustión de
hidrocarburos. El gas butano, por ejemplo, puede estar mezclado con oxígeno gaseoso y
permanecer así sin reaccionar por mucho tiempo. Sin embargo, si se acerca una llama o se
produce una chispa, la mezcla reacciona de inmediato y, si no se tiene cuidado, puede ocurrir una explosión. La llama —o la chispa— es el medio para salvar la barrera de lo que se
conoce como energía de activación. Dicha barrera es lo que impide que ocurra la reacción.
La función de los catalizadores es, precisamente, reducir al mínimo la energía de activación y, en estas circunstancias, hacer que la reacción tenga lugar sin que se requiera un
suministro grande de energía (por ejemplo, un aumento de la temperatura).
Un caso muy conocido es la reacción de descomposición del agua oxigenada.
H2O2 → H2O 1兾2 O2
La descomposición de esta sustancia es muy lenta sin la presencia de un catalizador. Se
requiere de calentamiento para que ocurra la descomposición. No obstante, si se añade ión
yoduro en solución (catálisis homogénea), o MnO2 sólido (catálisis heterogénea), la descomposición se inicia de inmediato sin la necesidad de calentar. Esto se observa por el desprendimiento de burbujas de O2 gaseoso. Como se mencionó, la descomposición ocurre sin que
se altere el catalizador, cualquiera que éste sea.
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6/30/06 8:07:28 AM
Desde el punto de vista industrial, algunos ejemplos importantes del uso de catalizadores
en fase heterogénea son:
a) La síntesis del amoniaco (proceso Haber) a partir de sus elementos donde se utiliza al
hierro como catalizador, además de óxidos de potasio y aluminio.
b) La fabricación de ácido nítrico mediante el proceso Ostwald a partir de amoníaco y
oxígeno en presencia de un catalizador de platino–rodio.
c) El empleo de convertidores catalíticos en el escape de los automóviles para convertir
óxidos de nitrógeno en nitrógeno y oxígeno, y el monóxido de carbono en dióxido de
carbono. Los catalizadores comunes son óxidos de cobre y de cromo(III) y otros óxidos de metales de transición.
Piensa y explica
Investiga en qué consisten los procesos de Haber y Ostwald.
Algunos ejemplos importantes de catálisis homogénea son:
aa) La conversión de SO2 a SO3 utilizando óxido nítrico como catalizador en el
proceso de fabricación de ácido sulfúrico.
b) La descomposición de H2O2 en agua y oxígeno molecular utilizando como
b
catalizador el ión yoduro o el ión bromuro
Piensa y explica
Investiga la importancia del ácido sulfúrico como producto industrial y cómo ocurre la catálisis de la destrucción de la capa de ozono a causa de la presencia de
los freones.
Haciendo ConCiencia
Catálisis de colores
¿Se puede observar un catalizador en acción?, compruébalo con este juego de colores...
Material:
Termómetro
Parrilla de calentamiento (puede sustituirse por un mechero, soporte universal, anillo
metálico o tela de asbesto)
dos vasos de precipitado 100 ml
un vaso de precipitado de 250 ml
x ml peróxido de hidrógeno al 30% (puedes comprarlo en la farmacia)
x ml de una solución X M de tartrato de potasio y sodio (KNa4H4O6 4H2O), también
llamado sal de La Rochelle
x ml de una solución X molar de cloruro de cobalto hexahidratado (CoCl2 6H2O)
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Procedimiento
1. Coloca la solución de tartrato de sodio y potasio en un vaso de precipitado de 250 ml
y agrega el peróxido de hidrógeno. Observa muy bien qué sucede y anota tus observaciones.
2. Calienta ligeramente la solución y observa qué sucede, mide la temperatura mientras
calienta y anota la temperatura a la que observas cambios.
3. Retira la solución del calentamiento y coloca el vaso sobre una hoja blanca o cualquier superficie clara que te permita observar mejor.
4. Agrega muy lentamente la solución de cobalto y registra todos los cambios que ocurren en tu solución. Una vez que hayas agregado toda la solución, espera un poco
hasta que los cambios se detengan por completo.
Observaciones:
Si la reacción que se lleva a cabo entre KNaa4H4O6 4H2O y H2O2 es la siguiente, contesta:
KNa4H4O6 6H2O 5H2O2 → 4CO2 NaOH KOH 6H2O
1. ¿Qué evidencia experimental tienes para decir que ocurre la reacción?
2. ¿El cambio de temperatura afecta la rapidez de la reacción?
¿Cómo notas la influencia de la temperatura en tu experimento?
3. ¿De qué color es la solución de CoCl2 6H2O?
4. ¿De qué color es la solución final después de la reacción?
5. ¿Qué función tiene el CoCl2 6H2O en tu experimento?
6. Investiga qué es un intermediario de reacción.
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6/30/06 8:07:30 AM
7. ¿Qué color tiene el intermediario de reacción en tu experimento?
8. Investiga la fórmula y las características del tartrato de cobalto.
9. ¿Harías algunas modificaciones al procedimiento experimental de esta práctica? ¿Cuáles?
Conexión al mundo
Catálisis enzimática
Las reacciones en las diversas células de los organismos vivos tienen lugar a través de procesos catalizados por sustancias químicas muy complejas. Lo más interesante y asombroso es
la existencia de tantas enzimas y reacciones que ocurren en los organismos vivos. En otras
palabras, las enzimas son en extremo específicas, ya que sólo catalizan un tipo de reacción.
A las sustancias que se transforman para realizar los diversos procesos en los organismos
vivos se les llama sustratos. Sin las enzimas estos procesos se verían seriamente afectados.
Un caso típico en la sociedad contemporánea es la deficiencia de la enzima insulina para el
metabolismo de la glucosa. El resultado de esta deficiencia se conoce como diabetes.
Las enzimas tienen características tanto de los catalizadores homogéneos como de los
heterogéneos.
De manera ordinaria, se encuentran embebidas en las paredes celulares relativamente
inmovilizadas (catálisis heterogénea), donde el sustrato se adhiere temporalmente esperando el acercamiento con la sustancia que va a reaccionar. Los grupos de aminoácidos de la
enzima interactúan con los sustratos en secuencias de varias etapas donde forman intermediarios (catálisis homogénea) hasta llegar al producto final.
Hasta el momento existen dos modelos que explican la acción enzimática. Uno es el de la
llave y cerradura y el otro el de forma inducida o adaptación inducida.
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6/30/06 8:07:31 AM
Piensa y explica
Investiga en qué consisten los modelos de llave y cerradura y el de forma inducida
o adaptación inducida.
Evalúate y aplica tus conocimientos
1. Elabora un mapa conceptual con los factores que afectan la rapidez de una
reacción.
2. Resuelve el siguiente problema:
El ión yoduro es oxidado por el ión hipoclorito en solución básica:
I⫺(ac) ⫹ ClO⫺(ac) → Cl⫺(ac) ⫹ IO⫺(ac)
La concentración de yoduro a tiempos diferentes es como sigue:
Tiempo
[I⫺]
2.00 s
8.00 s
0.00169 M
0.00101 M
Calcula la rapidez promedio de la reacción de I⫺ durante ese intervalo de tiempo.
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6/30/06 8:07:53 AM
Desarrollo sustentable
Lo que vamos a
estudiar
4.6.1
Consumismo
e impacto
ambiental
4.6.2
Desarrollo
sustentable
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6/30/06 8:09:30 AM
¡Activa tus ideas!
¿Por qué es tan fác
fácil contaminar el agua? ¿Conoces
¿C
los pasos para
ra pu
purificar el agua?
¿Qué proceso indus
ustrial conoces que no cont
ontamine o que
contaminee mu
muy poco?
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4.6.1 Consumismo e impacto ambiental
La perturbación del clima en la Tierra ha tenido la respuesta de diversos países, los cuales
formaron la Convención del Cambio Climático durante la Cumbre de la Tierra que se celebró en 1992 en Río de Janeiro, Brasil, bajo los auspicios de la Organización de las Naciones
Unidas (ONU). Esta convención estableció objetivos de largo plazo, a fin de estabilizar las
concentraciones atmosféricas de los gases de efecto invernadero en niveles donde sea posible
prevenir una interferencia antropogénica peligrosa para el sistema climático. Con su capa
de ozono, la atmósfera nos protege de los rayos ultravioleta (UV) del Sol. En consecuencia,
una interferencia antropogénica peligrosa es contaminar, como lo hemos estado haciendo,
para crear un hoyo —que ya existe— en dicha capa y permitir la entrada de los rayos UV que
irradia el Sol.
Asimismo, los países desarrollados involucrados establecieron metas voluntarias para reducir
los niveles de las emisiones en un lapso de 10 años (de 1990 a 2000); pero pocos cumplieron.
Debido a este fracaso, se reconoció que era necesario un esfuerzo mayor. Para 1997 varios países
negociaron el Protocolo de Kioto, cuyo objetivo es reducir las emisiones en 5.2% por debajo de
los niveles de 1990; el plazo para su cumplimiento termina en el año 2012.
Por último, cabe señalar que Australia y Estados Unidos no han ratificado el protocolo, a
pesar de que juntos producen más de 30% de los gases de efecto invernadero.
El efecto invernadero
Es un proceso natural donde ciertos gases, como vapor de agua, dióxido de carbono, metano,
óxido nitroso y ozono, absorben energía que, debido a este fenómeno, queda atrapada en la
atmósfera. Esto mantiene la temperatura de la biosfera en un rango donde la vida puede
subsistir. Esas sustancias son los gases de invernadero. En cambio, con la actividad humana
(automóviles, fábricas, estufas, sistemas de refrigeración, aire acondicionado y cualquier
otra labor del hombre que contamine) se liberan más gases invernadero, lo cual significa
que la cantidad de energía atrapada en la atmósfera aumenta y por ello se genera un efecto
invernadero que se suma al natural.
Un problema que se deriva del calentamiento global es el adelgazamiento o desaparición de la capa de ozono (O3). La atmósfera está dividida en varias partes, una de ellas es la
estratosfera. En ésta se encuentra una capa con grandes concentraciones de O3. Como ya lo
habíamos mencionado, la capa de ozono protege a la Tierra de los rayos ultravioleta provenientes del Sol. En general, la disminución del ozono permite el paso de los rayos UV y de
esta manera aumentan los casos de cáncer en la piel, cataratas en los ojos y debilidad en la
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6/30/06 8:09:45 AM
respuesta del sistema inmunológico. La vida vegetal y animal, así como del fitoplancton en
los océanos, puede ser gravemente afectada.
Desgraciadamente, cada uno de nosotros hace su contribución. Existen muchos productos químicos que consumimos y/o usamos que contaminan de una u otra manera. Analizaremos algunos de ellos, sobre todo los que, desde nuestro punto de vista, tienen mayor
repercusión en el medioambiente.
Sistemas de refrigeración
Empecemos por entender cómo funciona este tipo de sistemas. Por ejemplo, el aire acondicionado y los refrigeradores operan con las mismas bases. Su sistema está compuesto por
un compresor, un juego de bobinas construidas con tubos por donde fluye el gas freón y una
válvula de expansión.
baja presión
Evaporador
Ciclo de Refrigeración
alta presión
Reg. de
presión
Condensador
Área refrigerada
Área exterior
Compresor
En química, el gas freón es conocido como fluorocarbono. Se usa en el aire acondicionado de los automóviles, así como en aerosoles, aisladores térmicos y otros productos. Existe
en cuatro tipos: HFC, PFC, SF6 y HCFC; cada uno tiene sus derivados. La disminución de
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la capa de ozono se debe a la presencia de nitrógeno y cloro en la atmósfera; las mayores
fuentes de cloro son los clorofluorocarbonos. Una sola molécula de cloro proveniente de un
fluorocarbono puede destruir cerca de 10,000 moléculas de ozono, ya que reacciona como
un catalizador. Recuerda que en la tercera unidad vimos lo que es un catalizador: es aquel
que acelera una reacción sin intervenir en los productos de ésta.
Estos clorofluorocarbonos (CFC) son poco solubles; por eso, cuando son liberados a la
atmósfera como contaminantes, alcanzan la estratosfera porque la lluvia o el vapor de agua
no pueden solubilizarlos. La reacción de destrucción de las moléculas de ozono empieza
con los rayos solares, los cuales entran en contacto con los CFC para producir un átomo de
cloro altamente reactivo, siendo éste el que reacciona con el ozono. Todo esto finaliza con
la formación de un agujero en la capa de ozono que permite la entrada de los rayos UV. A
partir de las investigaciones del doctor Mario Molina (Premio Nobel de Química 1995) se ha
gestionado la prohibición de los CFC.
Piensa y explica
Investiga qué temas aborda el trabajo que realizó Mario Molina y escribe aquí un
breve resumen.
Materiales que contaminan
Para que te des una idea del impacto ambiental de los diferentes tipos de materiales que
consumimos, observa la siguiente tabla:
Producto
Tiempo para biodegradarse
Papel
Cáscaras de naranja
de 2 a 5 meses
6 meses
Filtros de cigarro
Cartones de leche
de 1 a 12 años
5 años
Zapatos de piel
Lata de aluminio
de 25 a 40 años
de 80 a 200 años
Bolsa de plástico
450 años
¿Cuántas bolsas de plástico has tirado en la calle? Suma los años de biodegradación.
¿Cuántas bolsas de plástico han tirado en la calle tú y tu compañero de escuela? Sigue
sumando.
¿Cuántas bolsas de plástico ha tirado en la calle todo tu grupo?
4.6.2 Desarrollo sustentable
¿Qué entiendes por desarrollo sustentable? Para entender este concepto la palabra clave es
“sustentable”. De acuerdo con el Diccionario de la Real Academia Española significa que
se puede sustentar o defender con razones. “Sustentar” viene del latín y tiene varios significados; el que nos sirve es: conservar algo en su estado. Queda más claro si te damos varios
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sinónimos de conservar, como preservar, mantener o salvaguardar. Según la ONU, es aquel
desarrollo que cubre las necesidades del presente sin comprometer a las futuras generaciones para cubrir sus propias necesidades.
Existen diversas materias que tienen estrecha relación con el desarrollo sustentable. Citemos algunas: agricultura; atmósfera; biodiversidad; biotecnología; cambio climático; patrones
de consumo y producción; educación; energía; finanzas; bosques; salud; industria; manejo y
administración de tierras, mares y océanos; pobreza; ciencia; tecnología; productos químicos
tóxicos; comercio; transporte; desechos peligrosos (radiactivos y sólidos), etcétera.
Un objetivo de la comunidad científica en relación con el desarrollo sustentable es que
cada especialista en su área de trabajo (física, matemáticas, biología, química y otras) elabore y adapte el uso de tecnologías y sistemas de producción ecológicamente racionales.
Por ejemplo, se están desarrollando nuevas técnicas —como la energía eólica— que son
inofensivas para el medioambiente. Por el contrario, supongamos que un científico descubre la manera de suministrar energía a un país en su totalidad, pero para lograrlo necesita
consumir todos los bosques y selvas de esa nación; entonces, no estará cumpliendo con todo
lo relativo a la salvaguarda de la naturaleza.
La generación de energía eólica es de lo más ecológico que existe en cuanto al consumo
energético, ya que la mayoría de los métodos convencionales contamina. En cambio, las
turbinas de viento para producir electricidad no contaminan y uno de los pocos desperdicios
que este método podría tener está en su mantenimiento; por ejemplo, cuando se tenga que
cambiar un molino, el viejo ya sería basura en el caso de que no se le diera un nuevo uso.
Para llegar a un desarrollo sustentable es necesario analizar muchos puntos en cuestión;
por ejemplo, hay que comprender los efectos de la actividad humana en el medioambiente y
definir soluciones adecuadas; para esto se requiere disponer de un conocimiento sólido que
precisamente dan los científicos, tanto para el desarrollo de nuevas tecnologías como para
conocer el funcionamiento de los ecosistemas y sus relaciones con la humanidad.
Expliquemos esto con un ejemplo. Las necesidades de un científico japonés van a ser
distintas de las de uno hindú, ya que sus ecosistemas, tradiciones culturales y religiosas son
diferentes. El japonés vive en una isla cuya densidad de población es muy alta (327 personas
por kilómetro cuadrado), mientras que en la India es un poco menor (274 personas por
kilómetro cuadrado). Otra diferencia es que Japón está muy expuesto a sufrir terremotos,
mientras que en la zona costera de la India hay un alto riego de inundaciones y tsunamis.
Estas dos disimilitudes crean necesidades diversas, ya que el japonés cuenta con un área
menor que la India para desarrollar sus ciudades; por lo tanto, tiene que construir edificios
que sean muy resistentes a los terremotos. El territorio japonés, aparte de ser pequeño en
comparación con el de la India, tiene muchas montañas que dificultan la agricultura; aunque los campesinos nipones adoptaron el método de terrazas para sembrar.
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El sistema de terrazas es inapropiado para el empleo de tractores o maquinaria agrícola
debido a la distribución del espacio, aunque sí es factible trabajar con animales. En la India
esto es imposible, ya que las vacas y los toros son sagrados, pues por determinadas convicciones religiosas estos animales toman un lugar especial en la sociedad hindú que los respeta
hasta la veneración; por lo tanto, no se les maltrata ni se les mata para comer.
Observa que estas diferencias cambian por completo un plan de desarrollo. Desde tiempos remotos la tecnología ha librado una batalla constante para ganar cierta aceptación. Los
avances tecnológicos han enfrentado siempre retos en la manera que deben ser usados y
controlados. Cada tecnología, como ya lo dijimos, es susceptible de ser manipulada y de que
se cometan abusos con ella.
Te toca a ti informarte, conocer, razonar y discernir para que colabores con tu granito de
arena y hagas de la ciencia y la tecnología un viaje maravilloso.
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Apéndice
Vectores en el plano
Determinación de un vector
Vector. Queda determinado si conocemos su:
• Magnitud: es la longitud del vector y siempre tiene que ser un número real. Se representa así: 兾m兾.
Se obtiene al calcular la raíz cuadrada de la suma de los cuadrados de sus componentes.
兾m兾兾 ⫽
a 2 b2
• Dirección: es la recta en la que está contenido el vector. Dos o más vectores tienen la
misma dirección si están contenidos en la misma recta o en una paralela.
• Sentido: es el recorrido que se sigue en la recta al trasladarse del origen al extremo del vector. Para comparar el sentido entre varios vectores éstos deben tener la misma dirección.
También puede quedar definido si sólo conocemos:
• Magnitud: es la longitud del vector.
• Argumento: es el ángulo que va desde el semieje positivo x al vector.
El argumento resulta de calcular el arco tangente del segundo componente entre el primero.
α ⫽ Arc tangg
a
b
B
b
A
a
Según el cuadrante en el que se encuentre el vector, el argumento se calcula así:
2º cuadrante: β ⴝ 180 ⴚ α
3er cuadrante: β ⴝ 180 ⴙ α
4º cuadrante: β ⴝ 360 ⴚ α
También puede estar definido únicamente por:
• Componentes de un vector: son los números que representan los caminos horizontal y
vertical que se han de seguir para llegar del origen al extremo:
4 (a, b).
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Los componentes se calculan:
A ⴝ (a1, b1)
B ⴝ (a2, b2)
4 ⴝ B–A ⴝ (a2, b2) ⴚ (a1, b1) ⴝ [(a2–a1), (b2–b
– 1)]
NOTA: Si tienen la misma dirección, sentido y módulo, son vectores equipolentes. Un vector
que empieza y acaba en el mismo punto es un vector nulo AA ⫽ (0, 0)
Espacio vectorial
Conjunto de vectores con las propiedades de la suma y las propiedades asociativas y distributivas
del producto.
R2 {(3,5) (5,4) . . .}
R3 {(3,5,7) (2,4,13) . . .}
Suma de vectores
El resultado de la suma de vectores es otro vector.
El cálculo de la suma de vectores se puede realizar de dos formas diferentes:
1. En función de sus componentes:
AÊÊBÊÊ(a1,b1)ÊÊ(a2,b2)Ê [(a1ÊÊa2), (b1ÊÊb2)]ÊÊ(a1ÊÊa2, b1ÊÊb2)
2. Geométricamente, para lo que hay dos métodos:
a) Regla del paralelogramo. Consiste en trasladar ambos vectores con el mismo origen.
El vector suma se obtiene como la diagonal del paralelogramo que tiene por lados
dichos vectores.
b) Regla del polígono. Consiste en trasladar uno de los dos vectores hasta colocar su
origen sobre el extremo del otro.
a) Regla del paralelogramo
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b) Regla del polígono
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Propiedades de la suma
a) Ley de composición interna: la suma de vectores es otro vector.
b) Asociativa: (aÊÊb)ÊÊcÊÊaÊ BÊÊc)
c) Elemento neutro: aÊÊ(0,0)ÊÊa
d) Elemento opuesto: aÊÊ(a)ÊÊ e) Conmutativa: AÊÊBÊÊbÊÊa
Si tiene las propiedades anteriormente citadas, decimos que es un grupo abeliano o conmutativo (V,⫹).
Multiplicación de un vector por un número real
El producto de un número real por un vector siempre es otro vector.
Sus características son las siguientes:
kÊ•ÊUÊÊKU
{
Magnitud: KUÊÊ kÊ•ÊÊUÊ
Dirección: igual que el vector U
Sentido:
{
k ⬎ 0 ⫽ el mismo que el vector U
k ⬍ 0 ⫽ sentido contrario
El cálculo de la multiplicación de un número real por un vector se realiza de la siguiente
forma:
U (a, b)
K • U (K • a, K • b)
Propiedades de la multiplicación
a) Distributiva entre un número real y dos vectores: k • (U V) k • U k • V
b) Distributiva entre dos números reales y un vector: (k b) • U k • U b • U
c) Asociativa entre dos números reales y un vector: (k • b) • V k • (b • V)
d) Elemento neutro: 1 • V V
Se dice que el conjunto de los vectores, junto con las propiedades de suma y multiplicación (V,⫹, R), tiene estructura de espacio vectorial.
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Combinación lineal
Llamamos combinación lineal de dos o más vectores al vector que se obtiene de sumar dichos vectores multiplicados por sendos escalares.
b•v
k•U
w
7 es la combinación lineal de 5 Y 6 SI 7ÊÊKÊ•Ê5ÊÊBÊ•Ê6
• Si K5Ê B6ÊÊ se podría deber a dos causas:
1.
Son linealmente dependientes o colineales si:
k ⫽ 0 y b ⫽ 0 (sus escalares son diferentes a 0).
Tienen sentido opuesto, pero la misma dirección y magnitud.
Sus componentes son proporcionales.
2.
Son linealmente independientes si:
k ⫽ 0 y b ⫽ 0 (sus escalares son iguales a 0)
Tienen dirección distinta.
Sus componentes no son proporcionales.
Familia vectorial
Varios vectores de un mismo espacio vectorial constituyen una familia.
R2 { (3,5) (5,4) } ⫽ Familia
Puede ser de dos tipos:
Libre. Los vectores que forman la familia son linealmente independientes.
Ligada. Los vectores que forman la familia son linealmente dependientes.
Tres vectores son linealmente dependientes si uno de ellos se puede expresar como combinación lineal de los otros:
6ECTORES 7ÊÊ8ÊÊ9
7ÊÊA8ÊÊ"Y
Dos vectores tienen infinitas combinaciones lineales.
Vector unitario: es el vector cuya magnitud es la unidad.
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Base de un espacio vectorial
Siendo la base:
ÊOu, vP diremos que es base de R2 si cumple las propiedades siguientes:
• u y v son linealmente independientes.
• B es un sistema generador.
Sistema generador. Para cualquier vector que pertenezca a R2, pero que no pertenezca
a la base, se puede expresar como combinación lineal de los elementos de la base.
Tipos de bases
• Si los vectores son perpendiculares y unitarios, a la base se le llamará ortonormal.
Ê£
Si los vectores que forman la base son unitarios y no son perpendiculares entre sí, se
les llamará normales.
Ê£
• Si los vectores que forman la base no son unitarios y son perpendiculares entre sí, se
les llamará ortogonales.
Êu
• Si no son perpendiculares ni unitarios, serán bases.
Êu
Sistema de referencia
Ejes. Rectas que contienen a los vectores de la base.
Cualquier vector de R2 se podrá expresar como combinación lineal de los elementos de
la base.
XÊ AVÊÊBU
A los números reales que multiplican a los vectores de la base se les llama coordenadas
del vector x respecto de su base. En este caso serían las coordenadas del vector x, a y b.
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Producto escalar de los vectores
El producto de dos vectores es un número real que se obtiene al multiplicar las magnitudes
de los vectores por el coseno del ángulo que forman dichos vectores.
UÊ•ÊVÊÊÊUÊÊ•ÊÊVÊÊ•ÊÊ œÃÊÊU VÊÊÊÊUÊÊ•ÊÊVÊÊ• œÃÊA
Significado geométrico del producto escalar
>
L
«
*ÀœÞÀ0ÊÊ0
*
*ÀœÞÀ!"ÊÊA B
>
À
L
À
*ÀœÞÀ!"Ê
`
*ÀœÞÀ#$ÊÊC D
V
`
À
UÊ•ÊVÊÊÊUÊÊ•ÊÊVÊÊ•Ê œÃÊA ÊÊUÊÊIÊ0ROYU6
Demostración:
Cos α ⫽ OC兾OB (Mirar figura)
OC ⫽ OB • Cos α
OC ⫽ ProyuV
Û
A
Õ
/!Ê•Ê/"Ê•ÊVœÃÊAÊÊ/!Ê•Ê/#ÊÊ/!Ê•Ê0ROYUVÊ
uÊÊIÊProyuV
Definición
El producto escalar de dos vectores es un número real que se obtiene de multiplicar la magnitud de uno de los dos vectores por la proyección del otro sobre él.
Propiedades del producto escalar
• Si el producto escalar es igual a 0 puede ser por dos motivos.
a) Uno de los dos es el vector nulo: vÊÊ(0, 0)ÊÊÊÊÊÊʜÊÊÊÊÊÊÊuÊÊ(0, 0).
b) Los vectores son distintos del vector nulo si forman un ángulo de 90º:
uÊÊ•ÊÊvÊÊ•Ê œÃʙäcÊÊä°Ê
• Conmutativa: uÊÊ•ÊÊvÊÊÊvÊÊ•ÊÊu.Ê
• Asociativa entre un número real y dos vectores: ­ŽIu®IrÊÊʎI­uIv®°Ê
• Distributiva del producto respecto de la suma: uI­vw®ÊÊuvÊÊvw°
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Normalización de un vector
ZÊÊÊÊÊZn Igual dirección, sentido y magnitud que la unidad.
ZnÊÊÊ£Ê Vector cuya magnitud es la unidad.
El cálculo para normalizar un vector es el siguiente:
Zn =
Zn
Z
Expresión analítica del producto escalar
Cuando los vectores vienen expresados en función de su base.
Caso general
Sistema de referencia que no es ortonormal. °ÊÊ­"]ÊÕ]ÊÛ®
Los vectores ÝÊÞÊÞ
están en función de su base: ÝÊÊ>£ÕÊÊL£ÛÊÊÞÊÊÞÊÊ>ÓÕÊÊLÓÛÊÊ
XÊ•ÊYÊÊ­>£ÕÊÊL£Û®Ê•Ê­>ÓÕÊÊLÓÛ®ÊÊ>£>ÓÕÓÊÊ>£LÓÊÕÊÛÊ L£>ÓÊÛÊÕÊ L£LÓÛÓ
Caso particular
Sistema de referencia ortonormal. °ÊÊ­"]Êʈ]Êʍ®
El producto escalar de dos vectores en función de sus componentes es igual a un número
real que se obtiene de multiplicar el primer componente del primer vector por el primer
componente del segundo vector, más el segundo componente del primer vector por el segundo componente del segundo vector.
XÊ•ÊYÊÊ­A£ÊˆÊÊB£Ê®Ê•Ê­AÓʈÊÊBÓÊʍ®ÊÊA£AÓʈʕʈÊÊA£BÓʈʕÊÊÊÊ B£AÓÊÊÊ•ÊˆÊ B£BÓÊʍʕʍÊ
A£AÓÊˆÊ•ÊˆÊ B£BÓÊʍʕʍÊÊA£AÓÊ B£BÓ
Por lo tanto:
xÊ•ÊyÊÊa£aÓÊÊb£bÓ
Calcular la magnitud
Cualquier vector multiplicado consigo mismo es igual al cuadrado de su magnitud.
XÊ•ÊXÊÊÊXÊÓ
E0319-Apéndice.indd Sec1:299
6/30/06 8:11:57 AM
Magnitud
XÊÓÊÊ­>UÊÊLV®ÓÊÊ>ÓÊÊUÊÊÓÊÊÓ>LÊUVÊÊLÓIÊÊVÊÊÓ
XÊÊÊD>ÓIÊÊUÊÊÓÊÊÓ>LÊUVÊÊLÓIÊÊVÊÊÓ
Caso particular
Si la base es ortonormal, las magnitudes se calculan de la siguiente forma:
Sea ÊOʈ]ÊʍÊP base de R2
ÝÊÊÊ>ʈÊÊLʍÊÊ­>]ÊL®. En este caso, su magnitud es la raíz cuadrada del primer componente del vector al cuadrado por el segundo componente del vector al cuadrado.
ÝÊÊ
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a2
b2
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