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Química

MANUAL TEÓRICO-PRÁCTICO DEL MÓDULO

QUÍMICA Carrera: Control de Calidad Derechos Reservados D.R. © 2008, Colegio Nacional de Educación Profesional Técnica Prohibida la reproducción total o parcial de esta obra por cualquier medio, sin autorización por escrito del Conalep. Primera Edición Calle 16 de Septiembre No. 147 Nte., Col. Lázaro Cárdenas, Metepec, Edo. De México, C.P. 52148

Índice Mensaje al alumno. 7 I Cómo utilizar este manual. 7 II Propósito del Módulo. 10 III Especificaciones de evaluación. 10 IV. Mapa curricular del módulo 11 Capítulo 1 Interpretación de la clasificación y propiedades de la materia así como de las primeras teorías atómicas. 12

Mapa curricular de la unidad de aprendizaje. 13 1.1.1. El método científico. 14

• Planeación del experimento. 15 • Realización del experimento. 15 • Correlación imparcial de los datos. 15 • Formulación imparcial de conclusiones. 16 • Postulación de una teoría. 16 • Comprobación de la teoría. 16

1.1.2. Relación de la química con las demás ciencias y con la industria. 17 • Física. 17 • Biología. 17 • Agricultura. 17 • Ingeniería. 18 • Medicina. 18 • Investigación espacial. 19 • Oceanografía. 19 • Biotecnología 19

1.2.1. Clasificación de la materia. 19 • Definición. 19 • Estados físicos. 20 • Sustancias y mezclas. 22

1.2.2. Propiedades de la materia. 23 • Propiedades Físicas y Químicas. 23 • Cambios Físicos y Químicos. 24 • Conservación de la masa. 25 • La energía. 26

1.3.1. Teorías atómicas. 26 Primeras ideas. 26

• Teoría atómica de Dalton. 26 • Naturaleza de la carga eléctrica. 27 • Partículas subatómicas. 27

1.3.2. El átomo nuclear. 28 • Arreglo general de las partículas subatómicas. 30 • Números atómicos de los elementos. 30 • Isótopos. 31

• La masa atómica. 31 Prácticas y Listas de Cotejo. 36 Resumen. 54 Autoevaluación de conocimientos 54 Capítulo 2 Manejo de la Nomenclatura de compuestos inorgánicos y la Estequiometría. 55 Mapa curricular de la unidad de aprendizaje. 56 2.1.1. Nombres y fórmulas de los compuestos inorgánicos. 57

• Iones monoatómicos. 58 • Iones poliatómicos. 58 • Compuestos iónicos. 58 • Compuestos binarios de no metales. 60 • Ácidos y sus sales. 61

2.2.1. La composición cuantitativa de las sustancias. 63 • La mol. 63 • Masa molar de los compuestos. 64 • Composición porcentual de las sustancias. 66

2.2.2. Fórmulas. 68 • Empíricas o mínimas. 68 • Moleculares. 68 • Determinación a partir de la composición. 69

2.3.1. Las Reacciones Químicas. 71 • Definición. 71 • Tipos. 72 • Representación. 75

2.3.2. Balanceo de Ecuaciones de Oxidación-reducción. 76 • Estados de oxidación. 76 • Método de tanteo. 77 • Método algebraico. 78 • Método Redox. 79 • Agentes oxidantes 81 • Agentes reductores. 81

2.4.1. Estequiometría. 82 • Definición. 82 • Factores de conversión 82 • Eficiencia o conversión. 83 • Pureza de reactivos 84

2.4.2. Cálculos en las reacciones químicas. 84 • Reacciones ideales 85 • Reacciones reales 85 • Reactivo limitante y en exceso 85

Prácticas y Listas de Cotejo. 90 Resumen. 110 Autoevaluación de conocimientos 111

Capítulo 3 Correlación entre la teoría atómica moderna, la tabla periódica y los enlaces. 113

Mapa curricular de la unidad de aprendizaje. 114 3.1.1. El espectro electromagnético. 115

• Longitud de onda de la radiación. 116 • Los espectros de los átomos. 116

3.1.2. La ecuación de velocidad de la luz. 118 • Cálculo de la longitud de onda de la radiación. 119 • Cálculo de la energía de la radiación. 119

3.2.1. Modelo Atómico de Bohr. 120 • Niveles y subniveles de energía. 122 • Spin o giro del electrón. 123

3.2.2. Construcción electrónica de los átomos. 123 • Números cuánticos. 123 • Configuración electrónica. 124 • Regla de Hund de máxima multiplicidad o mínimo aparente 125 • Principio de exclusión de Pauli. 125

3.3.1. La tabla periódica. 126 • Grupos. 128 • Periodos. 128 • Relación entre el grupo y periodo 129

3.3.2. Propiedades periódicas. 129 • Radio atómico. 129 • Potencial de ionización. 130 • Afinidad electrónica. 130 • Electronegatividad. 131

3.4.1. Los diferentes tipos de enlace químico. 131 • Enlace iónico 133 • Enlace covalente norma 133 • Enlace covalente coordinado 134

3.4.2. Propiedades de los compuestos en función del tipo de enlace. 134 • Estructuras de Lewis. 135 • Reglas de escritura de las fórmulas de Lewis. 136 • Propiedades físicas y químicas de los compuestos. 136 • Conductividad 136 • Solubilidad 137

Prácticas y Listas de Cotejo. 141 Resumen. 168 Autoevaluación de conocimientos 169 Capítulo 4 Determinación de la importancia de la Química Orgánica en el desarrollo

industrial. 170

Mapa curricular de la unidad de aprendizaje. 171 4.1.1. El átomo de carbono. 172

• Estructura y tipos de enlace. 172

• Hibridación sp, sp2, sp3. 173 • Cadenas de carbón. 174

4.1.2. Nomenclatura de compuestos de carbón. 175 • Alcanos. 175 • Alquenos. 176 • Alquinos. 178 • Identificación de grupos funcionales 179

4.2.1. El petróleo. 182 • Orígenes. 182 • Composición. 183 • Propiedades 183

4.2.2. Dilema sobre la transformación química del petróleo o su empleo como energético. 183

• Petroquímica. 183 • Utilización global del petróleo. 184

Resumen. 189 Autoevaluación de conocimientos 189 Glosario.de Términos Técnicos 190 Referencias Documentales. 196

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I. Mensaje al alumno

¡CONALEP TE DA LA BIENVENIDA AL MÓDULO DE QUÍMICA!

Este módulo ha sido diseñado bajo la Modalidad Educativa Basada en Normas de Competencia, con el fin de ofrecerte una alternativa efectiva para el desarrollo de habilidades que contribuyan a elevar tu potencial productivo, a la vez que satisfagan las demandas actuales del sector laboral.

Esta modalidad requiere tu participación e involucramiento activo en ejercicios y prácticas con simuladores, vivencias y casos reales para propiciar un aprendizaje a través de experiencias. Durante este proceso deberás mostrar evidencias que permitirán evaluar tu aprendizaje y el desarrollo de la competencia laboral requerida. El conocimiento y la experiencia adquirida se verán reflejados a corto plazo en el mejoramiento de tu desempeño de trabajo, lo cual te permitirá llegar tan lejos como quieras en el ámbito profesional y laboral.

II. Como utilizar este manual • Las instrucciones generales que a

continuación se te pide que realices, tienen la intención de conducirte a que vincules las competencias requeridas por el mundo de trabajo con tu formación de profesional técnico bachiller.

• Redacta cuales serían tus objetivos

personales al estudiar este módulo integrador.

• Analiza el Propósito del Módulo que se indica al principio del manual y contesta la pregunta ¿Me queda claro hacia dónde me dirijo y qué es lo que voy a aprender a hacer al estudiar el contenido del manual? si no lo tienes claro pídele al docente que te lo explique.

• Revisa el apartado especificaciones de evaluación, son parte de los requisitos que debes cumplir para aprobar el módulo. En él se indican las evidencias que debes mostrar durante el estudio del módulo integrador para considerar que has alcanzado los resultados de aprendizaje de cada unidad.

• Es fundamental que antes de empezar abordar los contenidos del manual tengas muy claros los conceptos que a continuación se mencionan: competencia laboral, unidad de competencia (básica, genérica específica), elementos de competencia, criterio de desempeño, campo de aplicación, evidencias de desempeño, evidencias de conocimiento, evidencias por producto, norma técnica de institución educativa, formación ocupacional, módulo ocupacional, unidad de aprendizaje, y resultado de aprendizaje. Si desconoces el significado de los componentes de la norma, te recomendamos que consultes el apartado

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glosario de términos, que encontrarás al final del manual.

• Revisa el Mapa curricular del módulo, está diseñado para mostrarte esquemáticamente las unidades y los resultados de aprendizaje que te permitirán llegar a desarrollar paulatinamente las competencias laborales que requiere la ocupación para la cual te estás formando.

• Realiza la lectura del contenido de cada capítulo y las actividades de aprendizaje que se te recomiendan. Recuerda que en la educación basada en normas de competencia laborales la responsabilidad del aprendizaje es tuya, ya que eres el que desarrolla y orienta sus conocimientos y habilidades hacia el logro de algunas competencias en particular.

• En el desarrollo del contenido de cada capítulo, encontrarás ayudas visuales como las siguientes, haz lo que ellas te sugieren efectuar. Si no haces no aprendes, no desarrollas habilidades, y te será difícil realizar los ejercicios de evidencias de conocimientos y los de desempeño

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Imágenes de Referencia

Estudio individual

Investigación documental

Consulta con el docente

Redacción de trabajo

Comparación de resultados con otros compañeros

Repetición del ejercicio

Trabajo en equipo

Sugerencias o notas

Realización del ejercicio

Resumen

Observación

Consideraciones sobre seguridad e higiene

Investigación de campo

Portafolios de evidencias

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III. Propósito del Módulo

Al finalizar el módulo, el alumno abordará los fenómenos químicos mediante metodologías de resolución de problemas para valorar su impacto en el medio ambiente, en la toma de decisiones y en el desarrollo sustentable.

IV. Especificaciones de Evaluación Durante el desarrollo de las prácticas de ejercicio también se estará evaluando el desempeño. El docente mediante la observación directa y con auxilio de una lista de cotejo confrontará el cumplimiento de los requisitos en la ejecución de las actividades y el tiempo real en que se realizó. En éstas quedarán registradas las evidencias de desempeño. Las autoevaluaciones de conocimientos correspondientes a cada capítulo además de ser un medio para reafirmar los conocimientos sobre los contenidos tratados, son también una forma de evaluar y recopilar evidencias de conocimiento. Al término del módulo deberás presentar un Portafolios de Evidencias1, el cual estará integrado por las listas de cotejo correspondientes a las prácticas de ejercicio, las autoevaluaciones de conocimientos que se encuentran al final de cada capítulo del manual y muestras de los trabajos realizados durante el desarrollo del módulo integrador, con esto se facilitará la evaluación del aprendizaje para determinar que se ha obtenido la competencia laboral. Deberás asentar datos básicos, tales como: nombre del alumno, fecha de evaluación, nombre y firma del evaluador y plan de evaluación.

1El portafolios de evidencias es una compilación de documentos que permiten al evaluador, valorar los conocimientos, las habilidades y las destrezas con que cuenta el alumno, y a éste le permite organizar la documentación que integra los registros y productos de sus competencias previas y otros materiales que demuestran su dominio en una función específica (CONALEP. Metodología para el diseño e instrumentación de la educación y capacitación basada en competencias, Pág. 180).

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IV. Mapa Curricular del Módulo

1.1 Identificar las etapas del método científico en busca de respuestas a la investigación básica y aplicada.

2 Hrs.

QUÍMICA 72 HRS.

1.2. Clasificar la materia de acuerdo a su estado físico y propiedades explicando el tipo de cambio que puede presentar.

3 Hrs.

1.3. Identificar las diferentes teorías atómicas de acuerdo a los experimentos desarrollados.

3 Hrs.

2.1 Formular y nombrar compuestos químicos inorgánicos de acuerdo con las reglas de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada.

7 Hrs.

2.2. Establecer las relaciones en masa de los elementos que forman un compuesto usando las leyes ponderales para su formulación.

7 Hrs.

2.3. Balancear las ecuaciones químicas por el método Redox.

7 Hrs.

2.4. Calcular las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción utilizando los factores de: eficiencia, pureza y exceso.

8 Hrs.

3.1 Identificar los diferentes tipos de radiaciones electromagnéticas de acuerdo a su frecuencia, longitud de onda y energía.

2 Hrs.

3.2. Predecir niveles, subniveles, orbitales y spines de los electrones de acuerdo con el modelo de Bohr.

8 Hrs.

4.1 Identificar a los compuestos orgánicos de acuerdo con sus estructuras

12 Hrs.

4.2. Describir las propiedades del petróleo y la importancia de la Petroquímica en el desarrollo industrial del país de acuerdo al desarrollo sustentable.

3 Hrs.

3.3. Relacionar la configuración electrónica de los átomos con su posición en la tabla periódica de acuerdo a sus propiedades.

4 Hrs.

3.4. Explicar el mecanismo de formación de los diferentes tipos de enlace químico de acuerdo a las teorías del enlace iónico y del enlace covalente.

6 Hrs.

1. Interpretación de la clasificación y propiedades de la materia así como de las primeras teorías

2. Manejo de la nomenclatura de compuestos inorgánicos y la estequiometría

3. Correlación entre la teoría atómica moderna, la tabla periódica y los enlaces

4. Determinación de la importancia de la química orgánica en el desarrollo industrial

12 Química

1 INTERPRETACION DE LA CLASIFICACION Y PROPIEDADES DE LA

MATERIA ASI COMO DE LAS PRIMERAS TEORIAS ATOMICAS

Al finalizar la unidad el alumno identificará las propiedades de la materia y las teorías atómicas de acuerdo con el comportamiento de los átomos para explicar los procesos químicos.

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Mapa Curricular de la Unidad de Aprendizaje

Curso

Unidad de Aprendizaje

Resultados de

Aprendizaje

QUÍMICA 72 HRS.

1.1 Identificar las etapas del método científico en busca de respuestas a la investigación básica y aplicada.

2 Hrs.

1.2. Clasificar la materia de acuerdo a su estado físico y propiedades explicando el tipo de cambio que puede presentar.

3 Hrs.

1.3. Identificar las diferentes teorías atómicas de acuerdo a los experimentos desarrollados.

3 Hrs.

1. Interpretación de la clasificación y propiedades de la materia así como de las primeras teorías atómicas.

8 Hrs.

3. Correlación entre la teoría atómica moderna, la tabla periódica y los enlaces.

20 Hrs.

4. Determinación de la importancia de la Química Orgánica en el desarrollo industrial.

15 Hrs.

2. Manejo de la Nomenclatura de compuestos inorgánicos y la Estequiometría.

29 Hrs.

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Sumario • Planeación del experimento • Realización del experimento • Correlación imparcial de los datos. • Formulación imparcial de conclusiones • Postulación de una teoría • Comprobación de la teoría • Física • Biología • Agricultura • Ingeniería • Medicina • Investigación espacial • Definición • Estados físicos • Sustancias y mezclas Propiedades Físicas

y Químicas • Cambios Físicos y Químicos • Conservación de la masa • La energía • Primeras ideas • Teoría atómica de Dalton • Naturaleza de la carga eléctrica • Partículas subatómicas • Arreglo general de las partículas

subatómicas • Números atómicos de los elementos • Isótopos • La masa atómica RESULTADO DE APRENDIZAJE 1.1. Identificar las etapas del método científico en busca de respuestas a la investigación básica y aplicada. 1.1.1 El método científico. Ya conocemos uno de los aspectos más importantes de la química: que es una ciencia. La ciencia es el conocimiento organizado o sistematizado que se ha reunido mediante la utilización del método científico. Los químicos, así como otros científicos, desarrollan sus estudios de una manera organizada que se llama método científico.

El método científico comprende los siguientes pasos:

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• Planeación del experimento A partir de la observación surge el planteamiento del problema que se va a estudiar, lo que lleva a emitir alguna suposición provisional de la que se intenta extraer, una consecuencia. La información sobre un fenómeno puede ser captada por medio de la observación directa o indirectamente a través de los antecedentes legados por los estudios anteriores, es decir, mediante una revisión bibliográfica. • Realización del experimento

La experimentación es la reproducción, y por ende a voluntad de un fenómeno para estudiarlo en su desarrollo, estableciendo y controlando deliberadamente los parámetros o variables así como las condiciones más adecuadas para observar y obtener datos de todo lo que genera el fenómeno estudiado. • Correlación imparcial de los datos Los datos obtenidos en la experimentación pueden ser tanto cualitativos, es decir, observaciones generales acerca del fenómeno, como cuantitativos, que consisten en números obtenidos al hacer diversas mediciones del fenómeno,

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mediante símbolos o ecuaciones para poder explicarlo. Los resultados de un experimento también pueden describirse mediante tablas, gráficos y ecuaciones de manera que puedan ser analizados con facilidad y permitan encontrar relaciones entre ellos. • Formulación imparcial de conclusiones Con fundamento en los datos, se formula una hipótesis, es decir, una explicación tentativa para una serie de observaciones. Se programan otro experimentos para probar la validez de la hipótesis en tantas formas come sea posible. Una vez que se haya reunido una cantidad suficiente de datos, es aconsejable resumir la información en forma concisa, como una ley, que es un enunciado conciso, verbal o matemático, de una relación entre fenómenos que siempre se repite bajo las mismas condiciones. • Postulación de una teoría La hipótesis que resisten muchas pruebas experimentales para verificar su validez se convierte en teoría, es decir un principio unificador que explica un grupo de hechos y las leyes que se basan en éstos. • Comprobación de la teoría Las teorías también son probadas constantemente. Si con los experimentos se demuestra que una teoría es incorrecta, entonces deberá descartarse o modificarse hasta que sea congruente con las observaciones experimentales. Aprobar o descartar una teoría puede llevar años o incluso siglos; es posible que esto se deba en parte a que no se cuenta con la tecnología adecuada. Un ejemplo concreto es la Teoría Atómica, llevó más de 2,000 años demostrar este principio fundamental de la química propuesto por Demócrito. Un ejemplo, donde tú puedes utilizar de forma semejante el método científico en un videojuego. La primera vez que practica el juego observa lo que sucede a medida que lo mueve en la pantalla y

utiliza diferentes combinaciones de botones: está experimentando. Cuando el juego termina, considera el resultado de sus observaciones en un intento por imaginar cómo podría mejorar su calificación: forma una hipótesis para explicar los hechos observados. En un nuevo intento, observa si ha realizado algún progreso en el dominio del juego. Esta experimentación adicional apoya su hipótesis o lo induce a revisarla. Otro ejemplo, supongamos que decides cocinar algo en casa. En el recetario de su madre busca una antigua receta para una sopa de verduras. Después de leerla considera que la sopa quedará "desabrida" y que un poco de polvo de chile podría sazonarla. Al preparar la sopa, le añade una pequeña cantidad de polvo de chile y cuando la sirve, su familia la encuentra muy buena. Repite luego la preparación, pero esta vez registra la cantidad de polvo de chile añadido a la receta. Nuevamente la sopa agrada a su familia. ¿Cuál es la experimentación? ¿Cuál es la hipótesis? ¿Cuál es la experimentación adicional? ¿Qué más necesitas hacer antes de convertir tus conclusiones en una ley? Experimentación: la adición de polvo de chile a la sopa de verduras. Hipótesis: el polvo de chile mejorará el sabor de la sopa de verduras. Experimentación adicional: la nueva preparación de la sopa con una cantidad determinada de polvo de chile para observar si sigue agradando a su familia. Antes de convertir su receta en una ley, varíe la cantidad y el tipo de polvo de chile y también sirva la sopa durante varias estaciones del año (verano, invierno, etc.). También podría intentarlo con algunos de sus amigos.

Realiza un mapa conceptual del método científico

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1.1.2 Relación de la química con las demás ciencias y con la industria.

En efecto, todos los días estamos en contacto con el cambio químico o con materiales útiles que se han obtenido gracias al conocimiento de esta ciencia. Ello nos ocurre fuera del laboratorio químico o de una fábrica porque sencillamente la química está en todas partes. Hay química fuera y dentro de nuestro cuerpo. Ahora mismo, que estás leyendo, debes saber que la tinta es un producto químico y que el papel se obtiene también por procedimientos químicos. En tus ojos, la recepción de esta imagen provoca una reacción en el compuesto llamado retinal, que desencadena la transmisión nerviosa a través de iones, y miles de reacciones químicas en tu cerebro, gracias a las cuales reconoces estas letras y su significado. Al respirar, moverse, comer o dormir, nuestro cuerpo funciona como una extraordinaria y compleja fábrica química. A partir de oxígeno y alimentos producimos sangre, células y tejidos, y almacenarnos energía. Todo eso que identificamos como propio de los humanos -leer, reír, correr, pensar- no es más que una multitud de reacciones químicas ordenadas. La ropa que utilizas, la silla donde te sientas, el techo de tu casa, la tierra donde crecen los cultivos; todo es materia, y es objeto de estudio de la química. Y el sol, el fuego, la electricidad y las diversas formas de la energía están relacionadas con la química, ya que ésta estudia también la energía. Y la fotosíntesis, la corrosión, la contaminación, y todo aquello que implica un cambio de la materia también forma parte del dominio de la química. • Física. La ciencia que está mas profundamente relacionada con la química es la física. La química primitiva fue muy importante para la física. La interacción entre las dos ciencias fue muy intensa

porque la teoría de los átomos estaba apoyada en gran medida en experimentos de química. La colección de reglas acerca de qué sustancias se combinan con cuales, y cómo, constituyó la química inorgánica. Todas estas reglas fueron finalmente explicadas por la mecánica cuántica, de modo que la química teórica es de hecho física. Existe también una rama de la física y la química que fue desarrollada por las dos ciencias a la par, y que es extraordinariamente importante. Se trata de los métodos estadísticos, aplicados a situaciones para las que existen leyes mecánicas, lo que con propiedad de denomina mecánica estadística. La mecánica estadística es la ciencia de los fenómenos del calor, o termodinámica. • Biología Las ciencias biológicas, en su intento por alcanzar una mayor precisión, se han orientado más hacia la química para poder encontrar una explicación de la salud y la enfermedad. • Agricultura La química está presente en la producción de vegetales, con fertilizantes e insecticidas.

La química juega un papel muy importante en el procesamiento y la conservación de los alimentos.

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• Ingeniería La Ingeniería Química es la rama de la Ingeniería en que se aplican los principios fundamentales de la física, la química y la biología al diseño y operación de los equipos necesarios para transformar una materia prima en un producto terminado de mayor valor. La industria química se ocupa de la extracción y procesamiento de las materias primas, tanto naturales como sintéticas, y de su transformación en otras sustancias con características diferentes de las que tenían originalmente. Estas transformaciones se llevan a cabo mediante una serie de reacciones químicas muy complejas. Los productos caseros como Pegamentos, jabones, cerillos, limpiadores y tantas otras cosas que nos hacen la vida más cómoda.

Los textiles artificiales como las telas con que nos vestimos y decoramos la casa se hacen, en gran medida, con fibras sintéticas producidas por reacciones químicas industriales.

• Medicina El mundo de los medicamentos ha constituido en el pasado y constituye en la actualidad una parte importante de la investigación y el desarrollo químico. Su importancia en orden a mejorar la esperanza de vida de los seres humanos. Todas las medicinas son productos químicos. Algunos medicamentos han sido extraídos de productos naturales, pero la mayoría han sido sintetizadas artificialmente.

La aportación de la industria química ha sido fundamental en muchos campos, pero especialmente en el ámbito de la salud. Sin la química, la medicina y la cirugía se hubieran estancado en prácticas propias del siglo XIX. Además, otros productos del área sanitaria tienen el plástico como principal componente: jeringuillas, lentillas, prótesis, cápsulas, envases de productos farmacéuticos, bolsas de sangre y suero, guantes, filtros para hemodiálisis, válvulas, tiritas, gafas, e incluso el acondicionamiento de cada una de las salas de un hospital se construye con materiales plásticos.

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• Investigación espacial En el estudio de la naturaleza química de los cuerpos celestes, así como al investigar el carbón en el espacio y en el polvo cósmico. • Oceanografía La oceanografía es la rama de la ecología que estudia todos los procesos físicos, químicos y biológicos que se dan en el mar y en los océanos. Todas las materias disueltas en el mar proceden originalmente de los continentes. Constituyen el campo de estudio de la oceanografía química el conocimiento de la composición química del agua del mar y sus procesos químicos, el equilibrio dinámico de los sistemas químicos, los ciclos químicos, las relaciones entre los fenómenos físicos, geológicos y biológicos con la química del mar, la influencia de las actividades del hombre y la relación química del océano con la atmósfera y la litosfera. El oceanógrafo químico estudia: la relación entre los componentes químicos del agua del mar con la abundancia de organismos, el intercambio entre el océano y la atmósfera y los efectos de la eliminación de desechos al mar. Además de estos conocimientos básicos, se ocupa de hacer los estudios para desarrollar nuevas tecnologías que permitan el aprovechamiento de los recursos químicos del océano. • Biotecnología

Los recientes avances en biotecnología y ciencia de los materiales están ayudando a definir las fronteras de la investigación química. En biotecnología se ha podido iniciar un esfuerzo internacional para ordenar en serie el genoma humano gracias a instrumentos analíticos sofisticados. Probablemente, el éxito de este proyecto cambiará la naturaleza de campos como la biología molecular y la medicina. La ciencia de los materiales, una combinación interdisciplinaria de física, química e ingeniería, estudia el diseño de los materiales y mecanismos avanzados.

Investiga la importancia de la relación de la química con las humanidades y con las artes.

Investiga con tus compañeros, cuales científicos han ganado el premio Nobel en Química y por qué.

RESULTADO DE APRENDIZAJE 1.2. Clasificar la materia de acuerdo a su estado físico y propiedades explicando el tipo de cambio que puede presentar. 1.2.1 Clasificación de la materia. • Definición El universo entero está formado por materia y energía. Todos los días estamos en contacto con incontables tipos de materia. El aire, los alimentos, el agua, las rocas, el suelo, el vidrio y este libro son, todos ellos, distintos tipos de materia. La definición amplia de materia es cualquier cosa que tenga masa y ocupe un espacio. La materia puede ser bastante intangible o invisible. Por ejemplo, si sumergimos un tubo de ensayo aparentemente vacío boca abajo en un vaso de agua, el agua sólo sube muy poco en el interior del tubo. No puede subir más, porque el tubo esta lleno de una

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materia invisible: el aire. A simple vista, parece que la materia es continua e interrumpida. Sin embargo, en realidad es discontinua y está formada por partículas discretas y diminutas llamadas átomos. La naturaleza discreta (en forma de partículas) de la materia se hará evidente cuando estudiemos la estructura atómica y las propiedades de los gases. • Estados físicos Una primera forma de clasificar la materia es de acuerdo con la fase física o estado de agregación en que se encuentra: sólido, líquido o gaseoso. Sólido Un sólido tiene forma y volumen bien definidos, y sus partículas se conservan rígidamente una junto a la otra. La forma de un sólido no depende del recipiente que lo contenga. Por ejemplo, un cristal de azufre tiene la misma forma y volumen, esté en el interior de un vaso o simplemente sobre la mesa. Los sólidos más comunes, como la sal, el azúcar, el cuarzo y los metales, son cristalinos. Las partículas que forman a los materiales cristalinos siguen patrones geométricos regulares, repetitivos y tridimensionales. Hay sólidos, sin embargo, cuyas partículas no tienen orden regular alguno, ni patrón geométrico interno; por ejemplo, los plásticos, el vidrio y los geles. Estos sólidos se llaman sólidos amorfos.

Líquido

Un líquido tiene volumen definido, pero no tiene forma definida, y sus partículas están unidas entre sí, firme pero no rígidamente, aunque las partículas se mantienen unidas es causa de intensas fuerzas de atracción y están en estrecho contacto entre sí, pueden moverse con libertad. La movilidad de sus partículas comunica fluidez a un líquido, y es la causa que tome la forma del recipiente donde se almacena.

Gaseoso Un gas tiene volumen indefinido y no tiene forma fija; sus partículas se mueven en forma independiente una de otra. Las partículas del estado gaseoso tienen la energía suficiente para contrarrestar las fuerzas de atracción que las mantenían unidas en el estado líquido o sólido. Un gas empuja constantemente en todas direcciones a las paredes de cualquier recipiente. Por esta propiedad, los gases llenan por completo los recipientes que ocupan.

Las partículas de un gas están relativamente separadas entre sí, en comparación de las de los líquidos o de los sólidos. El volumen real de las partículas de un gas es, casi siempre, muy pequeño en comparación con el volumen del espacio que

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ocupa el gas en su totalidad. Por consiguiente, un gas se puede comprimir hasta que ocupe un volumen muy pequeño, o se puede expandir casi sin límite. Los líquidos no se pueden comprimir mucho, y los sólidos mucho menos. Si destapamos un frasco de solución de amoniaco en una esquina del laboratorio, pronto podremos percibir su olor en todo el recinto. El gas amoniaco que escapa de la solución es un ejemplo de que las partículas gaseosas se mueven libre y rápidamente, y de que tienden a repartirse por todo el espacio dentro del cual se liberan. Aunque la materia es discontinua, existen fuerzas de atracción que mantienen unidas a las partículas y que dan a la materia su apariencia de continuidad. Esas fuerzas de atracción tienen intensidad máxima en los sólidos, a los cuales comunican su rigidez; son más débiles en los líquidos, pero lo suficientemente fuertes para conservar el volumen definido del líquido. En los gases, las fuerzas de atracción son tan débiles que las partículas de un gas son prácticamente independientes entre sí. En la tabla siguiente, vemos varios materiales comunes que existen en estado sólido, líquido o gaseoso.

SÓLIDOS LÍQUIDOS GASEOSOS Aluminio Alcohol Acetileno Cobre Sangre Aire Oro Gasolina Butano Polietileno Miel Dióxido de carbono Sal Mercurio Cloro Arena Aceite Helio Acero Vinagre Metano Azufre Agua Oxigeno En la tabla siguiente, se resumen, comparativamente, las propiedades de los sólidos, los líquidos y los gases.

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ESTADO FORMA VOLUMEN PARTÍCULAS COMPRENSIBILIDAD

Sólido Definida Definido Rígidas unidas muy empacadas

Muy Pequeña

Líquido Indefinida Definido Móviles; unidas Pequeña

Gas Indefinida Indefinido Independientes y relativamente lejanas entre sí.

Alta

• Sustancias y mezclas La palabra materia se refiere a todos los materiales, o cosas materiales, que forman el universo. Existen miles de tipos distintos de materiales o sustancias. Una sustancia es un tipo especial de materia, con composición definida y fija. A veces a la sustancia se le llama sustancia pura, y es un elemento o un compuesto. Algunos ejemplos comunes de elementos son el cobre, el oro, y el oxígeno. Entre los compuestos más conocidos tenemos la sal, el azúcar y el agua. Al examinar una muestra de materia, podemos clasificarla como homogénea o heterogénea. La materia homogénea tiene aspecto uniforme y tiene las mismas propiedades en toda ella. La materia formada por dos o más fases físicamente distintas es heterogénea. Una fase es una parte homogénea de un sistema, separada de otras partes mediante fronteras físicas. Un sistema es, simplemente, el conjunto de la materia que se considera. Siempre que tengamos un sistema en el que existan fronteras visibles entre sus partes o componentes, ese sistema tendrá más de una fase y será heterogénea. Una sustancia pura puede existir en forma de distintas fases en un sistema heterogéneo. Por ejemplo, el hielo que flota en el agua es un sistema de dos fases, formado por agua sólida y agua liquida. El agua de cada fase tiene la misma composición, pero como en el sistema están presentes, las dos fases, el sistema es heterogéneo. Una mezcla es un material que contiene dos o más sustancias y puede ser homogénea o heterogénea.

Las mezclas son un material que contiene dos o más sustancias y pueden ser homogéneas o heterogéneas. Las mezclas tienen composición variable. Si mezclamos azúcar y arena blanca fina formamos una mezcla heterogénea. Quizá sea necesario realizar un examen cuidadoso para determinar si la mezcla es heterogénea, porque las dos fases, azúcar y arena son sólidos blancos. Por la general, la materia se encuentra en forma de mezclas analizamos el suelo, el granito, a un mineral o a cualquier depósito de minerales formado de manera natural, veremos que se trata de mezclas heterogéneas.

23 Química

Realiza con tus compañeros un mapa conceptual de la clasificación de la materia

1.2.2 Propiedades de la materia. • Propiedades físicas y químicas La materia como tal tiene propiedades, para su estudio estas se clasifican en:

Propiedades físicas Propiedades químicas

Las propiedades físicas son aquellas que se observan cuando no cambia la composición de la materia. Estas propiedades pueden ser:

Propiedades intensivas Propiedades extensivas

Las propiedades físicas intensivas son aquellas que no dependen de la cantidad de materia. Ejemplos de estas propiedades son: la densidad, la temperatura, el punto de fusión y de ebullición. Un ejemplo, es el caso de la densidad. La densidad (cantidad de masa por unidad de volumen) de cada muestra de materia siempre es igual, no importa su tamaño.

SOLUCIONES

MATERIA

SUSTANCIAS PURAS • Solo una sustancia • Composición definida • No podemos separar por medios

físicos • Temperatura constante durante el

cambio de estado

MEZCLAS • Combinación de dos o más sustancias • Composición variable • Los componentes pueden separarse por

medio físico • Temperatura variable durante el cambio de

estado

ELEMENTOS • Sustancias puras

simples • Posee propiedades

especificas • Ejemplos: O3, Cl3,

H3, F, Zn, Cd

COMPUESTOS • Constitución por

dos o más elementos

• Posee propiedades especificas

• Ejemplos: NaCl, H2O, MgSO4, KOH

HOMOGENEAS • Presentan una sola fase • Sus propiedades son

diferentes a las de los componentes individuales

• Ejemplos: Aire, gasolina, leche, refrescos

HETEREOGENIAS • Presentan diversas

fases, mínimo dos • Ejemplos: Aguas y

aceite • Sus propiedades

dependen de las propiedades individuales de las fases

• Ejemplos: Agua y azufre, rocas, madera, mármol

SÓLIDAS LÍQUIDAS GASEOSAS

24 Química

Otros ejemplos importantes de estas propiedades son: la maleabilidad, la conductividad, la ductilidad, la resistencia mecánica entre otras. Las propiedades físicas extensivas son aquellas que dependen de la cantidad de materia por ejemplo la masa, el volumen, la longitud. Las propiedades químicas son aquellas que para observar esta propiedad se debe efectuar un cambio químico. Esto equivale a decir que la materia ha sufrido una transformación Como ejemplos pueden citarse la combustión de la madera y la gasolina, la oxidación del hierro, la descomposición del agua por electrólisis, el metabolismo de los alimentos, etc. Al igual que las propiedades físicas, las propiedades químicas sirven para la identificación de los diversos tipos de materia, sobre todo de las sustancias puras. Ahora bien, la determinación de las propiedades de la materia lleva implícito un cambio de una forma de materia a otra, estos cambios pueden ser:

Físicos. Químicos.

• Cambios Físicos y Químicos En los cambios físicos, no se altera la composición de la materia. Por ejemplo, cuando la madera se convierte en viruta, sólo cambia de apariencia. Pero su composición sigue siendo la misma; esto también sucede cuando un trozo de hierro se convierte en polvo o el hielo se convierte en agua; a esta última conversión se le conoce con el nombre de cambio de estado. Cambios Físicos Los cambios físicos son modificaciones que se presentan sin un cambio en la composición de la sustancia. Los cambios en el estado del agua entre hielo y líquido (fusión y congelación) y entre

líquido y vapor de agua (ebullición y condensación) son ejemplos de cambios físicos. Debemos establecer la diferencia entre una propiedad y un cambio; una propiedad distingue a una sustancia de otra, pero un cambio es una conversión de una forma a otra. El punto de fusión de una sustancia es una propiedad física, mientras que el proceso de fusión, es decir, el paso de un sólido a un líquido, es un cambio físico. Cualquiera de los cambios de estado y también patear una pelota, romper una hoja de papel. En todos los casos, encontraremos que hasta podría cambiar la forma, como cuando rompemos el papel, pero la sustancia se conserva, seguimos teniendo papel. Cambios Químicos Los cambios químicos son modificaciones que se pueden observar sólo cuando se presenta un cambio en la composición de la sustancia. Se forman nuevas sustancias. Las propiedades de las nuevas sustancias son diferentes de las sustancias anteriores. En un cambio químico puede producirse un gas, puede haber desprendimiento de calor (se calienta el matraz), puede ocurrir un cambio de color o puede aparecer una sustancia insoluble. Nuestros ejemplos anteriores del efecto de la electricidad sobre el agua y la sal, del ácido sulfúrico sobre el azúcar y del calor en el óxido de mercurio (II) son casos de cambio químico. Los elementos pueden sufrir cambio químico para producir compuestos, como cuando el gas cloro reacciona con violencia al combinárselo con un metal de sodio para producir cloruro de sodio, la sal de mesa común. Otro ejemplo común de un cambio químico es la herrumbre sobre las salpicaderas de un auto, causada por las sales (cloruro de sodio o cloruro de calcio) que se emplean durante el invierno para fundir el hielo en las calles. El metal (acero, hierro) forma un óxido de hierro hidratado de color rojo y pierde sus propiedades metálicas. El cambio químico en una sustancia es análogo al cambio en la personalidad de un individuo. Por ejemplo, suponga que una persona malhumorada se encuentra con otra persona, posiblemente del sexo opuesto, y se vuelve amistosa, esto es, una "nueva" persona.

25 Química

Otro ejemplo de cambio químico tiene lugar cuando cocinamos carne; el cambio de color obedece a una serie de complejas reacciones químicas de oxidación que, además, producen el color, aroma y sabor tan característicos de la carne. Los cambios químicos relacionados con el cocimiento de los alimentos son irreversibles. • Conservación de la Masa Mediante un gran número de experimentos Lavoisier, químico francés (1743-1794), demostró que cuando tiene lugar un cambio químico ordinario, la cantidad de materia no sufre variación alguna, lo que ocurre es simplemente la transformación de las sustancias en otras más simples o más complejas; estas observaciones han conducido a establecer una ley universal que se conoce con el nombre de Ley de la conservación de la masa, que dice: “La masa no se crea ni se destruye, sólo se transforma”

Es decir, las sustancias que participan en un cambio físico o químico permanecen constantes dentro de nuestra capacidad para detener los cambios en la masa. La descomposición del agua para formar hidrógeno y oxigeno es un ejemplo de esta ley. Cien gramos de agua se descomponen y rinden 11.2 g de hidrógeno y 88.8 g de oxigeno. Por ejemplo:

Agua = hidrogeno + oxígeno 100.0 g = 11.11 g + 88.88 g

masa de los reactivos = masa de los productos

Ejemplo KI Pb(NO3)2 PbI2 + KNO3

100.0 g Reactivo

100.0 g Producto

26 Química

• La Energía Todos los cambios y transformaciones en la naturaleza están acompañados por cambios en la energía. La energía es definida como la capacidad para realizar un trabajo o transferir calor. Los principales tipos de energía son energía mecánica, energía calórica, energía eléctrica, energía química y energía luminosa o radiante. La energía también puede ser potencial o cinética. La energía potencial es la que posee una sustancia en virtud de su posición en el espacio o de su composición química. La energía cinética es la que posee una sustancia en virtud de su movimiento. Una roca en lo alto de un risco tiene energía potencial, pero cuando cae su energía potencial disminuye y su energía cinética aumenta.

Analiza tu entorno para identificar algunos tipos de cambios físicos o químicos que estén ocurriendo en este momento.

Después de los trabajos de Einstein se sabe que la materia puede transformarse en energía y viceversa. Realiza una consulta bibliográfica para enunciar la ley de conversación conjunta de la masa y la energía.

RESULTADO DE APRENDIZAJE 1.3. Identificar las diferentes teorías atómicas de acuerdo a los experimentos que se desarrollaran. 1.3.1 Teorías atómicas. • Primeras Ideas Las primeras ideas de que la materia no era algo continuo se remonta a los griegos. Entonces, la duda era si un fragmento de materia pudiese ser subdividido ilimitadamente en pedazos cada vez más pequeños (materia continua) o que se llegara

al encuentro con un trozo de materia infinitesimal e indivisible. En el siglo V a, C., Demócrito se afilió a esta última propuesta y empleó la palabra “átomo” –lo que no puede subdividirse- para describir las partículas más pequeñas de la materia. Para Demócrito, había tantos átomos como sustancias diferentes. Cada átomo tenía un peso distinto, y por ello cada material poseía una densidad característica. El concepto de átomo le permitió interpretar la evaporación, la difusión, el crecimiento de los cristales y muchos otros fenómenos cotidianos. • Teoría Atómica de Dalton A principios del siglo XIX, el científico inglés John Dalton (1766-1844) propuso una teoría atómica basada en la experimentación y en las leyes químicas que entonces se conocían. Sus cinco hipótesis, aunque algo modificadas, todavía forman la estructura de nuestro conocimiento del átomo.

1. Los elementos están compuestos de pequeñas partículas separadas llamadas átomos. Esta hipótesis ha sido comprobada de manera experimental. Los átomos individuales de diversos elementos han sido fotografiados con un instrumento denominado microscopio electrónico de barrido.

2. Los átomos son indivisibles e

indestructibles y conservan su identidad a través de los cambios físicos y químicos. La investigación moderna ha modificado esta hipótesis. Los átomos ya no son indestructibles y pueden perder su identidad cuando se divide durante las reacciones nucleares. Sin embargo, la hipótesis de Dalton sigue siendo cierta para las reacciones químicas.

3. Los átomos de un mismo elemento son

idénticos en su masa y tienen las mismas propiedades químicas y físicas. Los átomos de diferentes elementos tienen diferentes masas y difieren en sus propiedades

27 Química

químicas y físicas. Los átomos de un mismo elemento (denominados isótopos) pueden tener diferentes masas.

4. Cuando los átomos de los elementos se

combinan para formar moléculas de compuestos, lo hacen en simples proporciones de números enteros. Por ejemplo, los átomos se pueden combinar en proporciones de 1:1, 1:2 o 2:3, etc. Este principio ha sido confirmado de manera experimental. Mencionamos que una molécula de agua contiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.

5. Los átomos de diferentes elementos

pueden unirse en diferentes proporciones para formar más de un compuesto. Éste es otro principio demostrado experimentalmente. En el ejemplo anterior, dos átomos de hidrógeno se unieron con un átomo de oxígeno para formar una molécula de agua, H2O. Dos átomos de hidrógeno también se pueden combinar con dos átomos de oxígeno para formar una molécula de peróxido de hidrógeno, H2O2. El monóxido de carbono, CO, y el bióxido de carbono, CO2, son otros ejemplos.

• Naturaleza de la Carga Eléctrica Muchos de nosotros hemos recibido una descarga eléctrica después de caminar por un piso alfombrado. También hemos sentido la estática cuando peinamos nuestro cabello y cuando vemos que nuestra ropa se nos pega al cuerpo. Estos fenómenos son el resultado de una acumulación de carga eléctrica, misma que puede pasar de un objeto a otro. A continuación presentamos las propiedades de la carga eléctrica:

1. La carga puede ser de dos tipos: positiva y negativa.

2. Las cargas distintas se atraen (la positiva

atrae a la negativa) y las cargas iguales repelen (la negativa repele a la negativa, y la positiva repele a la positiva).

3. La carga puede pasar de un objeto a otro

por contacto o por inducción.

4. Mientras más pequeña es la distancia entre dos cargas, mayor es la fuerza de atracción entre cargas distintas o de repulsión entre cargas iguales.

• Partículas subatómicas Los átomos no son indivisibles como lo pensó Dalton. Más bien, cada átomo está compuesto de partículas subatómicas: electrones, protones y neutrones. Estas partículas subatómicas tienen dos propiedades importantes que usted debe conocer, la masa y la carga. Por ejemplo, una batería tiene una terminal positiva y una negativa. La carga también puede ser positiva o negativa. Es posible medirla de diferentes maneras, pero hablamos en términos de carga relativa. De esta manera, las partículas subatómicas pueden tener una carga relativa + 1, una carga relativa -1, o, por supuesto, no tener carga. Esta carga se representa como un índice. El electrón, abreviado "e-", fue descubierto en 1879 por el químico y físico inglés Sir William Crookes (1832-1919). Durante los 30 años siguientes, el trabajo del físico ingles J.J. Thomson (1856-1940) y del físico estadounidense Robert A. Millikan (1868-1953) estableció la masa y carga real del electrón. La carga relativa es -1, y la masa de un solo electrón es de 9.109 x 10-28 g [5.486 x 10-4 (0.0005486) uma]. De manera que, para fines prácticos, podemos considerar insignificante la masa de un electrón. Aunque usted no pueda ver los electrones, está consciente de sus efectos en la vida cotidiana. Cuando se peina con un peine duro de caucho, los electrones de su cabello se adhieren al peine y pueden atraer pequeños pedazos de papel. Cuando camina sobre una alfombra y luego se acerca a determinados objetos, recibe un choque eléctrico. Los electrones de la alfombra se acumulan en su cuerpo y usted puede recibir un impacto cuando toca ciertos objetos. Ambos fenómenos se presentan con mayor frecuencia

28 Química

cuando son bajas la humedad y la temperatura, y suelen describirse como efectos de "electricidad estática". El protón, que se abrevia "p o p+", fue descubierto en 1886 por el físico alemán Eugen Goldstein (1850-1930). Goldstein demostró que el protón tiene una carga positiva, opuesta a la carga de un electrón. Sir J.J. Thomson realizó las mediciones que permitieron calcular la masa del protón. La carga relativa en un protón es + 1, y la masa de un solo protón es de 1.6726 x 10-24 g ( 1.0073 uma); para la mayor parte de los cálculos la cifra se redondea a 1 uma. El neutrón, abreviado n o n0, fue descrito por primera vez en 1932 por el físico ingles Sir James Chadwick (1891-1974). El neutrón no tiene carga, y la masa de un solo neutro es de 1.6748 x 10-24 g (1.0087 uma). Nuevamente, una cifra se redondea a 1 uma en la mayor parte de los cálculos.

Investiga desde el punto de vista químico ¿Cuáles son las diferencias principales entre un protón, un neutrón y un electrón?

Mediante varios esquemas representa las principales teorías atómicas

1.3.2 El Átomo Nuclear El descubrimiento de que había partículas con carga positiva en los átomos fue posterior, por poco tiempo, al descubrimiento de la radiactividad, por Henri Becquerel, en 1896. Los elementos radiactivos emiten, espontáneamente, partículas alfa, partículas beta y rayos gama de sus núcleos. En 1907, Ernest Rutherford estableció que las partículas alfa, con carga positiva, que emiten

ciertos elementos radiactivos, eran iones del elemento helio. Rutherford empleó esas partículas alfa para establecer la naturaleza nuclear de los átomos. En experimentos que realizó en 1911, dirigió un haz de partículas α con carga positiva (partículas alfa) hacia una hoja muy delgada de oro de unos 1000 átomos de espesor.

29 Química

El diagrama representa el experimento de Rutherford, de la dispersión de las partículas alfa.

Observó que la mayor parte de las partículas alfa pasaba por la lámina casi sin ser desviada, pero algunas eran desviadas formando ángulos grandes y, en ocasiones, alguna rebotaba hacia atrás de la lámina. Se sabía que las cargas iguales se repelen entre sí y que, posiblemente un electrón, cuya masa es 1/1837 uma, no podría tener efecto alguno sobre la trayectoria de una partícula alfa de 4 uma, que es aproximadamente 7350 veces más pesada que un electrón. Por consiguiente, Rutherford dedujo que cada átomo de oro debe contener una masa con carga positiva que ocupa un volumen diminuto y que, cuando una partícula alfa llegaba lo suficientemente cerca a esa masa positiva, se desviaba. Como las partículas alfa tienen masas relativamente grandes, el valor de las desviaciones y el rebote hacia atrás de algunas indicaban a Rutherford que el núcleo es muy pesado y denso. (La densidad del núcleo de un átomo de hidrógeno es de 1012 g/cm3, como un billón de veces la densidad de agua). Puesto que la mayor parte de las partículas alfa pasaba a través de los aproximadamente mil átomos de oro sin desviarse casi nada, llegó también a la conclusión de que la

mayor parte de un átomo está formada por espacio vacío.

Las partículas alfa positivas que emanan de una fuente radiactiva, se dirige a una lámina delgada

de oro.

Cuando hablamos de la masa de un átomo nos referimos, para fines prácticos a la masa del núcleo. El núcleo contiene todos los protones y neutrones y presentan mas del 99.9 % de la masa

30 Química

total de cualquier átomo. Por ejemplo, la cantidad máxima de electrones que se sabe existe en un átomo es 111. La masa de esos 111 electrones sólo es, aproximadamente, 1/17 de la masa de un solo neutrón o protón. Por consiguiente, la masa de un átomo esta determinada principalmente por las masas combinadas de sus protones y neutrones. • Arreglo General de las Partículas

Subatómicas Las partículas subatómicas fundamentales del átomo son tres: el protón, el electrón y el neutrón. Se han descubierto en los últimos años otras partículas subatómicas, pero su presencia no afecta los cambios químicos.

También es igual al número de electrones

La distancia entre el núcleo y los electrones. Si usted tuviera el tamaño del núcleo, los electrones estarían dispersos a distancias tan grandes como unas 38 millas. El protón (p+ o también H+) es una partícula con carga de 1.6 x 10–19 Culombios y una masa de 1.673 x 10-24 g ó 1.0073 uma. La carga del protón para expresarla es un valor tan pequeño que se le asignó el valor de 1+. Los protones se encuentran

situados en el núcleo del átomo, este es un centro de mas, muy pequeño y de carga positiva, descubierto por Rutherford en 1911. El electrón ( e-), es una partícula con valor exactamente al protón en su carga eléctrica pero de signo contrario, por lo que se le asignó el valor de 1- su masa es de 9.1 x 10-28 gramos ó 5.48 x10-4 uma. La masa de un electrón es muy pequeña, por lo que se considera despreciable (de cero) para los cambios físicos y químicos. Los electrones se encuentran en la parte exterior de los los átomos y son las únicas partículas subatómicas que pueden abandonar el átomo durante los cambios químicos. El neutrón (n), es una partícula neutra, que no posee carga y cuya masa es de 1.675 x 10–24 g ó 1.0087 uma. Los neutrones se encuentran en el núcleo como los protones; debido a esto tanto los protones como los neutrones reciben el nombre de nucleones y son los responsables de toda la masa del átomo. • Números Atómicos 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 átomos de un elemento igual al número de electrones 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. La identidad química de un átomo queda determinada por su número atómico. El número atómico es igual a la cantidad de protones que se encuentran en el núcleo. Por ejemplo, considere:

Electrones

Protones y Neutrones.

31 Química

El número atómico es el 1, por tanto, hay un protón en el núcleo y 0 neutrones. Por esto, el número de masa también es 1, y por consiguiente: Numero de masa = protones + neutrones

1 = 1 + 0 El átomo es neutro puesto que tiene sólo una carga positiva (un protón en el núcleo) y una negativa (un electrón). Esta relación se puede dibujar así:

Por ejemplo, el elemento más ligero es el hidrógeno, y tiene Z = 1. El elemento más pesado que se encuentra en la naturaleza es el uranio, y tiene Z = 92. Existen elementos con Z hasta 111, algunos son naturales y otros se han creado de manera artificial. Cuando el número atómico se escribe explícitamente, por lo general se coloca antes y debajo del símbolo que representa al elemento; por ejemplo, 1H, 2He. • Isótopos Los átomos del mismo elemento pueden tener diferente número de neutrones; las diferentes versiones posibles de cada elemento son llamadas isótopos. Por ejemplo, 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 Para referirse a un determinado isótopo, se escribe así: AXZ. Aquí X es el símbolo químico del elemento, Z es el número atómico, y A es el

número de neutrones y protones combinados, llamado el número de masa. Por ejemplo, el hidrógeno ordinario se escribe 1H1, el deuterio es 2H1, y el tritio es 3H1. No hay combinaciones "preferidas" de neutrones y protones, en las cuales las fuerzas que mantienen la cohesión del núcleo parecen balancearse mejor. Los elementos ligeros tienden a tener tantos neutrones como protones; los elementos pesados aparentemente necesitan más neutrones que protones para mantener la cohesión. Los átomos con algunos neutrones en exceso o no los suficientes, pueden existir durante algún tiempo, pero son inestables. Los átomos inestables son radioactivos: sus núcleos cambian o se desintegran emitiendo radiaciones, en forma de partículas o de ondas electromagnéticas. • La Masa Atómica La masa de un solo átomo es demasiado pequeña como para medirla individualmente en una balanza. Sin embargo, se pueden realizar determinaciones muy precisas de las masas de los átomos individuales con un instrumento llamado espectrómetro de masas. La masa de un solo átomo de hidrógeno es de 1.673 x 10-24 g. Sin embargo, no conviene ni es práctico comparar las masas reales de los átomos, expresadas en gramos. Para ello se ha inventado una tabla de masas atómicas relativas, con unidades de masa atómica el término peso atómico se usa con frecuencia en lugar de masa atómica. El isótopo que tiene seis protones y seis neutrones, denominado carbono-12 se eligió como el patrón de las masas atómicas. A ese isótopo patrón se le asignó un valor exacto de 12 unidades de masa atómica (uma). Así, una unidad de masa atómica se define como igual, exactamente, a 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12. La masa real de un átomo de carbono-12 es de 1.9927 x 10-23 g, y la de una unidad de masa atómica es de 1.6606 x 10-24 g. En la tabla de las masas atómicas, entonces, todos los elementos tienen valores que son relativos a la masa asignada al isótopo de referencia, o patrón, carbono-12. Los átomos de hidrógeno, con una masa aproximada de 1/12 de la de un átomo de carbono, tienen una masa atómica media de

32 Química

1.00797 uma en esta escala relativa. Los átomos de magnesio, aproximadamente dos veces más pesados que los de carbono, tienen una masa atómica promedio igual a 24.305 uma. La masa atómica promedio del oxígeno es de 15.9994 uma.

Investiga por qué en los experimentos de Rutherford algunas partículas alfa fueron dispersadas por la hoja de oro en grandes ángulos o, inclusive, rebotaron.

Mediante un diagrama de flujo representa los procesos para determinar el número de masa, masa atómica y masa isotópica.

Ejercicios 1. Define o explica los siguientes términos: a) Ciencia b) Experimentación c) Hipótesis d) Ley Científica e) Método Científico f) Química 2. Imagina que intentas conocer la ruta más

rápida hacia la nevería. Empieza por recorrer las rutas a, b, c y d a la misma velocidad durante cuatro tardes sucesivas y anota cuanto tiempo le toma cada una. Usted compara los resultados y decide cuál es la más rápida. Después repite varia veces cada uno de los recorridos durante algunas semanas para confirmar su conclusión inicial.

¿Cuál de estos pasos es la experimentación?

¿Cuál es la formulación de la hipótesis? ¿Cuál es la experimentación adicional? ¿Qué necesitaría llevar a cabo antes de hacer de su conclusión una ley? 3. Cita cuatro sustancias distintas que existan en

cada uno de los tres estados de la materia 4. Cuando se destapa una botella parcialmente

llena que contiene ácido acético sólido y líquido a 16.7 °C, se esparce de inmediato un fuerte olor a vinagre. ¿Cuántas fases de ácido acético debe haber en la botella? Explica tu respuesta.

5. ¿Cuales de las siguientes afirmaciones son

correctas? Vuelve a redactar las que sean incorrectas. Trata de resolver estas preguntas sin realizar alguna consulta.

a) El líquido es el estado menos compacto de la materia

b) Los líquidos tienen un volumen y una forma definida

c) La materia es discontinua en estado sólido, es decir esta formada por partículas discretas

d) La madera es homogénea e) La madera es una sustancia f) El agua de mar, auque es homogénea, es

una mezcla g) El polvo es una mezcla h) Todo sistema formado solo por una

sustancia es homogéneo i) Todo sistema que contiene dos o más

sustancias heterogéneas. j) Una solución, aún cuando contenga material

disuelto es homogénea k) La unidad mínima de un elemento que

pueda existir y participar en una reacción química se llama molécula

l) Los constituyentes básicos de todas las sustancias que no se pueden descomponer en sustancias más simples mediante los cambios químicos ordinarios, se llaman compuestos

m) El elemento más abundante en la corteza terrestre, agua de mar y atmósfera es el oxigeno

n) El elemento mas abundante en el cuerpo humano en masa, es el carbono

33 Química

o) La mayor parte de los elementos se representan mediante símbolos formados por una o dos letras

p) El símbolo del cobre es Co q) El símbolo del sodio es Na r) El símbolo del potasio es P s) El símbolo del plomo es Pl t) Los nombres antiguos de algunos elementos

originaron símbolos aparentemente incongruentes, Fe para el hierro

u) La unidad individual mínima sin carga de un compuesto formada por la unión de dos o mas átomos, se llama sustancia

v) Un Ion es un átomo o grupo de átomos con carga eléctrica positiva o negativa

w) El bromo es un elemento que forma una molécula diatómica, Br2

x) La formula Na2CO3 indica un total de seis átomos, incluyendo tres de oxigeno

y) Una propiedad general de lo no metales es que son buenos conductores de calor y la electricidad

6. Considera este enunciado: Los compuestos de

cobre son con frecuencia de color azul o verde. ¿Describe esta expresión una propiedad física o química? Para responder, ten en cuenta primero si viene aquí un cambio en la identidad de la sustancia. ¿Se le ha modificado químicamente? Si la respuesta es "no", se trata de una propiedad física; si es "sí" implica una propiedad química.

El color es una propiedad característica de los compuestos químicos individuales. Un compuesto verde de cobre en un frasco que está en un anaquel no está sufriendo cambio alguno en su identidad. El color es, por tanto, una propiedad física. Ten en cuenta, empero, que un cambio de color a menudo indica un cambio de identidad, y por ello puede por tanto representar una propiedad química. Considera este enunciado: El oxígeno gaseoso alimenta la combustión de un material combustible. ¿Se refiere esto a una propiedad física o química del oxígeno? Apliquemos la misma pregunta clave: ¿Interviene algún cambio en la identidad de la sustancia? La combustión de un

combustible implica una reacción química entre éste y el oxígeno gaseoso, que cambia la identidad de los dos reactivos. Así pues, la expresión se refiere a una propiedad química del oxígeno gaseoso. Ahora clasifica estos enunciados como expresiones de una propiedad física o química:

a) Los metales en estado puro poseen mucho lustre (son brillantes, reflejan la luz).

b) Algunos metales se vuelven opacos cuando se exponen al aire.

c) La elevada densidad del mercurio y su estado líquido a temperatura ambiente lo hacen útil en los barómetros.

d) La leche se agria si se deja demasiado tiempo a temperatura ambiente.

e) La dureza de los diamantes permite emplearlos en brocas de barrernos.

f) Los metales son por lo general dúctiles (pueden estirarse para formar alambres).

g) La masa del pan aumenta de volumen si se le permite "subir" antes de hornearla.

h) El alto punto de fusión del tungsteno lo hace útil para filamentos de bombillas de luz.

i) Los metales suelen ser mucho mejores conductores del calor y electricidad que los no metales.

7. Anota en los renglones: si el objeto que se

presenta corresponde a una mezcla o a una sustancia pura y en que estado de agregación molecular se encuentra.

MEZCLA/SUSTANCIA ESTADO DE

AGREGACIÓN 1) Aire 2) Anillo de bodas*

3) Perfume

4) Cuarzo *Las joyas de “oro” normalmente cuentan con un tanto por ciento de cobre para poder ser manipulada. Por tanto es una mezcla.

34 Química

8. Describe como se podría emplear una

propiedad química o física para distinguir.

el latón del oro el hidrógeno del helio El tungsteno del hierro La plata de un metal de la familia del litio

9. La siguiente grafica presenta la manera como

ha cambiado el consumo de energía en los Estados Unidos desde 1850. También muestra las cantidades de energía suministradas por

diversas fuentes de combustible, como carbón, madera y petróleo, para los años entre 1850 y 1990. Por ejemplo, la gráfica indica que esa nación utilizó cerca de 22 x 1018 joules (J) de energía en 1920. En esa época el carbón era por mucho la fuente principal de energía. La gráfica indica que el petróleo era segundo en importancia. Se emplearon cantidades menores de energía proveniente de madera y gas natural, hidroeléctrica / geotérmica y de otras fuentes para impulsar el arranque de los Alegres Veinte.

Consumo histórico de combustible

Haz uso de la gráfica para responder estas preguntas:

a) El consumo de energía en los Estados Unidos, ¿ha permanecido constante desde

1850, se ha incrementado a una velocidad constante o se ha acelerado (incrementado a una velocidad creciente)?

35 Química

b) Describe al menos dos posibles razones de esta tendencia general.

c) ¿Durante qué intervalo de tiempo desde

1850 suministró la madera más del 50% del total de energía en los EAU. ?

d) ¿Cuál era el principal medio para viajar

largas distancias durante ese periodo?

e) ¿Qué factores podrían explicar el descenso en el empleo de la madera después de ese periodo?

f) ¿Qué fuente de energía creció a

continuación en importancia?

g) En comparación con otras fuentes de energía, antes de 1910 se empleaba sólo una cantidad reducida de petróleo. ¿Cuál crees que haya sido el uso principal del petróleo en esa época?

h) El petróleo se volvió cada vez más

importante casi al mismo tiempo que el uso de carbón alcanzó un máximo.

¿Cuándo ocurrió eso? ¿Cómo se explica el creciente uso

del petróleo a partir de esa fecha?

i) ¿Cuál es la fuente de energía cuya entrada en escena es más reciente?

j) ¿Cuál es el uso principal de esa fuente de energía?

10. Un isótopo, posee 20 neutrones y 15

electrones, responda. ¿Cuál es su masa? _____________ ¿Cuál es la carga del núcleo?______________ - ¿Cuál es el símbolo del elemento? ___________ y su nombre? __________________ 11. Escribe el símbolo para cada uno de los

siguientes isótopos

a) Z = 11, A = 23 b) Z = 28, A = 64

12. Las masas atómicas de 6Li3 y 7Li3 son 6.0151 uma y 7.0160 uma, respectivamente. Calcule la abundancia natural de estos dos isótopos. La masa atómica promedio del Li es 6.941 uma.

36 Química

Prácticas y Listas de Cotejo

Unidad de aprendizaje 1 Práctica número: 1 Nombre de la práctica: Aplicación del Reglamento del laboratorio.

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno aplicará la reglamentación a seguir dentro del laboratorio, elaborando carteles alusivos a las reglas y medidas de seguridad para saber conducirse en cualquier espacio de este tipo.

Escenario Laboratorio Duración 1 hrs.

Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • Cuaderno del laboratorio. • Cartulinas. • Marcadores de colores. • Reglas. • Lápices.

Química 37

Procedimiento

Aplicar las medidas de seguridad e higiene en el desarrollo de la práctica. Utilizar la ropa y equipo de trabajo. No manipular las llaves de agua ni gas de las mesas No manipular las sustancias químicas sin antes recibir las indicaciones de PSP o las marcadas en la

práctica. No tocar o probar nada que no esté indicado explícitamente en la práctica.

Observar en todo momento el reglamento del laboratorio. 1. Recorrer el recinto que ocupa el laboratorio observando la disposición del mismo en cuanto a:

• Accesos. • Posición de las tarjas. • Posición de campanas de extracción • Posición del extinguidor, si lo hay. • Posición del botiquín de primeros auxilios.

2. Determinar las características que deberá llevar el reglamento de uso del laboratorio, para uso interno: • Mencionar el tipo de ropa a usar, en caso de ser necesario guantes o protectores ya sea para la cara o

para los ojos al manipular a las sustancias. • Preservar la integridad tanto de alumnos y PSP, como de las instalaciones del laboratorio, evitando

accidentes tomando las medidas necesarias. • Promover un ambiente de orden, seguridad y limpieza los trabajos experimentales a realizar. • Aprovechar el tiempo disponible al máximo evitando retrasos por indisciplinas, leyendo con

anticipación la práctica a llevar a cabo, problemas derivados del desconocimiento del tratamiento de materiales y sustancias.

• Incluir en dicho reglamento el tratamiento de desechos recuperables o tóxicos. • Y redactar, muy importante las medidas de seguridad e higiene que deben ser siempre tomadas en

cuenta al manipular las sustancias, aparatos o equipo.

Química 38

Procedimiento 3. Enlistar cada equipo los apartados que considere debe tener un reglamento que Incluirá:

• Ropa y artículos para la protección de ojos y manos en general. • Medidas de seguridad e higiene generales para la entrada y salida de los alumnos. • Y en su caso, particulares si así lo requieren ciertas manipulaciones experimentales. • Regulaciones en cuanto a la disciplina. • Medidas para el préstamo de material, vales de entrega. • Condiciones para la entrega del material al finalizar la práctica.

4. Presentar por equipo los trabajos realizados para llegar a un consenso general. 5. Determinar los apartados y las medidas, que será necesario tener a la vista en todo momento y a partir de

ellas elaborar cartulinas alusivas que serán colocadas en lugares estratégicos. 6. Considerar que las medidas de seguridad e higiene, así como el de tratamiento de disposición de

desechos se hará por separado para que se coloquen en un lugar preponderante de acuerdo a la importancia que estas tienen.

7. Elaborar carteles al respecto de las medidas de seguridad y colocarlas en puntos estratégicos. 8. Reportar en el informe de práctica la síntesis de los apartados que se hayan considerado y las medidas

anotadas.

Separar los residuos recuperables

Dar tratamiento a los residuos recuperables de acuerdo a las instrucciones del PSP.

Colocar desechos biológicos contaminados y materiales utilizados en recipientes o lugares específicos para cada caso.

Disponer de los desechos químicos o biológicos contaminados o cáusticos de acuerdo a las indicaciones del PSP o marcados en la práctica, utilizar los contenedores o depósitos previstos para dicho fin de acuerdo con la NOM-087 y a las instrucciones del PSP.

Química 39

Lista de cotejo de la práctica número 1:

Aplicación del Reglamento del laboratorio.

Nombre del alumno: A continuación se presentan los criterios que van a ser verificados en el desempeño del alumno mediante la observación del mismo. De la siguiente lista marque con una aquellas observaciones que hayan sido cumplidas por el alumno durante su desempeño.

Instrucciones:

Desarrollo Si No No aplica

Aplicó las medidas de seguridad e higiene en el desarrollo de la práctica. Utilizó la ropa y equipo de trabajo. No manipuló las llaves de agua ni gas de las mesas No manipuló las sustancias químicas sin antes recibir las indicaciones de

PSA o las marcadas en la práctica.

No tocó o probó nada que no esté indicado explícitamente en la práctica. Observó en todo momento el reglamento del laboratorio.

1. Usó el tipo de ropa a usar, en caso de ser necesario guantes o protectores. 2. Trabajó en un ambiente de orden, seguridad y limpieza. 3. Aprovechó el tiempo disponible al máximo. 4. Se redactaron las medidas de seguridad e higiene. 5. Se enlistaron los apartados que debe tener un reglamento, anotando por

separado las medidas de seguridad e higiene.

6. Se presentaron por equipo los trabajos realizados. 7. Se repartieron de manera equitativa los apartados surgidos en el

consenso.

8. Las medidas de seguridad e higiene, así como el de tratamiento de disposición de desechos se hicieron por separado.

9. Estableció conclusiones grupales. 10. Elaboró reporte individual de la práctica

Separó los residuos recuperables

Dio tratamiento a los residuos recuperables.

Colocó desechos biológicos contaminados y materiales utilizados en recipientes o lugares específicos para cada caso.

Dispuso de los desechos biológicos contaminados y materiales utilizados

Observaciones:

PSP:

Hora de inicio:

Hora de término:

Evaluación:

Química 40

Unidad de aprendizaje 1 Práctica número: 2 Nombre de la práctica: Identificación y uso de los materiales de laboratorio.

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno identificará el material de laboratorio y su aplicación o aplicaciones que tienen las diferentes versiones de un mismo material en función de la optimización del trabajo a realizar o de aplicaciones muy concretas.

Escenario Laboratorio Duración 1 hr.

Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • Tubos de ensayo de

diferentes capacidades. • Gradilla para tubos de

ensayo. • Vasos de precipitados de

diferentes capacidades. • Matraces de diferentes

tamaños y formas. • Embudos largo y corto.

Química 41

Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta

• Agitador. • Espátula. • Probetas de diferentes

capacidades. • Bureta. • Pipeta. • Refrigerantes de diversas

formas. • Tripié. • Soporte universal. • Pinzas para bureta • Pinzas para tubo de

ensayo • Pinzas para crisol. • Tela de alambre de asbesto. • Vidrios de reloj de

diferentes diámetros. • Soporte universal. • Aro de fierro. • Cápsulas de porcelana de

diferentes tamaños • Mortero. • Mechero de Bunsen. • Papel filtro. • Papel tornasol. • Papel pH • Termómetro. • Balanza gran ataría

• Mechero de Bunsen. • Papel filtro. • Papel tornasol. • Papel pH • Termómetro. • Balanza gran ataría

Química 42

Procedimiento

Aplicar las medidas de seguridad e higiene. Realizar la practica con responsabilidad, limpieza, seguridad y trabajo en equipo.

1.- Formar equipos de cuatro personas. 2.- Leer el material presentado a continuación. 3.- Realizar cada paso de acuerdo a las instrucciones.

MATERIAL ELEMENTAL DE LABORATORIO: CARACTERÍSTICAS y MANEJO Bureta.- Aparato de vidrio para la medida de volúmenes variables de líquidos. Se emplea para valoraciones,

debiendo evitarse líquidos que puedan deteriorar el vidrio. La llave se utiliza para regular el caudal de salida. En su manejo es preciso tener en cuenta las siguientes precauciones: los líquidos deben hallarse a la temperatura ambiente, en ningún caso deben verterse líquidos calientes; la zona entre la llave y la boca de salida debe hallarse completamente llena de líquido, sin burbujas, el enrase ha de hacerse tomando como indicador la parte baja del menisco, si bien algunas buretas poseen una franja, denominada de Schellbach, como auxiliar de lectura; el líquido no debe evacuarse demasiado deprisa para evitar un exceso adherido a las paredes. La precisión de una bureta de 50 ml es de 0,1 ml. Embudo cónico de vidrio.- Se emplea para trasvasar líquidos y para filtrar, en cuyo caso se le adapta

un cono hecho con papel de filtro. En ocasiones puede utilizarse otro tipo de material filtrante, tal como lana de vidrio. Matraz Erlenmeyer.- Matraz troncocónico de vidrio que permite disolver solutos y

calentar. En las valoraciones suele ser el recipiente sobre el cual se vierte la disolución contenida en la bureta. Frasco lavador.- Recipiente de plástico, útil para contener agua desmineralizada o

disoluciones que no reaccionen con el material del cual está cons1roido. Presionando ligeramente con los dedos en forma de pinza, se controla con facilidad el caudal de salida. El frasco sólo debe abrirse para llenarse.

Química 43

Procedimiento Gradilla.- Es una pieza metálica de madera con taladros, en los cuales

Matraz aforado.- Es un recipiente de vidrio para medir volúmenes fijos con gran precisión. Sólo

posee un enrase o aforo, calibrado a la temperatura estándar. No debe calentarse, ni verterse en él líquidos calientes. Cuando se prepara una disolución de un sólido, se introduce la cantidad pesada adecuada y se disuelve en una porción del disolvente por agitación. Finalmente, se enrasa por adición de la cantidad restante de disolvente hasta la señal del aforo. Si la reacción de disolución es apreciablemente exotérmica, debe disolverse el soluto previamente en un vaso de precipitado y aguardar antes del enrase a que la temperatura se iguale con la ambiente.

Pipeta graduada.- Sirve para medir volúmenes variables con precisión. Son frecuentes las de

10 mL con un límite de error de 0,03 rol. Se llena de líquido por succión con un dispositivo apropiado hasta un nivel superior al enrase deseado, se evacua el exceso y se vacía en el recipiente requerido. La última gota retenida no debe recogerse.

Pipeta de un aforo.- Sólo sirve para medir un volumen fijo, entre el aforo y el extremo inferior de la pipeta.

La última gota no debe recogerse. Se obtiene una precisión mayor que en el caso precedente.

Probeta.- Recipiente de vidrio para la medida de volúmenes aproximados y, generalmente, variables. No debe utilizarse para preparar en el mismo, disoluciones.

Termómetro.- Instrumento de vidrio con una columna interior de mercurio dilatable para medir temperaturas moderadas. Debe ponerse en contacto el bulbo del termómetro con el

cuerpo cuya temperatura se desea medir hasta que la altura alcanzada por el mercurio sea constante, leyéndose aquélla en una escala calibrada. Es frágil y no debe emplearse para ninguna otra función.

Química 44

Procedimiento Tubo de ensayo.- Es un recipiente de vidrio cilíndrico, cerrado por un extremo, útil para realizar ensayos muy diversos en el laboratorio. Se pueden calentar directamente, con cuidado, a la llama de un mechero. Cuando

no se usan, es conveniente depositarlos en una gradilla, en posición invertida para que escurran una vez enjuagados. Algunos tubos de ensayo se hallan graduados. Vaso de precipitado.- Se suelen distinguir, de acuerdo con su forma, en de tipo alto o bajo. Algunos

poseen una escala graduada o aforo que permite medir volúmenes aproximados. Construido de vidrio, es el recipiente más utilizado en el laboratorio. Se pueden calentar

con precaución.

Vidrio de reloj.- Se trata de una lámina de vidrio de forma cóncava-convexa, útil, entre otras aplicaciones, para pesar sólidos, ó bien recogerlos húmedos y pesarlos después de haber llevado a cabo una filtración.

1. Clasificar los materiales de que disponga el laboratorio de acuerdo a:

• Material de que están hechos: - Vidrio. - Cristal refractario. - Metal. - Madera. - Aluminio. - Porcelana.

• Usos a los que están destinados: - Contener sustancias. - Medir. - Pesar. - Calentar. - Servir.

• Cuidados que se le debe tener. - No mojar. - Lavar con detergentes especiales. - Mantener alejados del polvo.

Química 45

Procedimiento 2. Utilizar diferentes materiales para montar con ellos un dispositivo para calentar un sólido o un líquido. 3. Montar un dispositivo para pesar un sólido. 4. Montar un dispositivo para proceder a calcinar un sólido.


Dar tratamiento a los residuos recuperables de acuerdo a las instrucciones del PSA.


Disponer de los desechos químicos o biológicos contaminados o cáusticos de acuerdo a las indicaciones del PSA o marcados en la práctica, utilizar los contenedores o depósitos previstos para dicho fin de acuerdo con la NOM-087 y a las instrucciones del PSP.

Química 46


Identificación y uso de los materiales de laboratorio.

Nombre del alumno: Instrucciones: A continuación se presentan los criterios que van a ser verificados

en el desempeño del alumno mediante la observación del mismo. De la siguiente lista marque con una aquellas observaciones que hayan sido cumplidas por el alumno durante su desempeño

Desarrollo Sí No No aplica

Aplicó las medidas de seguridad e higiene en el desarrollo de la práctica.

Utilizó la ropa y equipo de trabajo. No manipuló las llaves de agua ni gas de las mesas No manipuló las sustancias químicas sin antes recibir las

indicaciones de PSA o las marcadas en la práctica.

No tocó o probó nada que no esté indicado explícitamente en la práctica.

Observó en todo momento el reglamento del laboratorio. 1. Presentó uno a uno los materiales. 2. Montó aparatos de uso común con varios de ellos. 3. Mostró de manera práctica el uso al que están destinados. 4. Clasificó los materiales de acuerdo a la sustancia de que están hechos.

5. Clasificó los materiales de acuerdo a los cuidados que se les debe tener.

6. Tomaron notas y elaboraron los esquemas necesarios para el reporte. 7. Estableció conclusiones grupales 8. Elaboró reporte individual de la práctica.



Observaciones: PSP:

Hora de inicio:

Hora de término:

Evaluación:

Química 47

Unidad de aprendizaje 1 Práctica número: 3 Nombre de la práctica: Separación de sustancias sólidas de una mezcla.

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno aplicará las propiedades de las sustancias presentes en una mezcla para lograr la separación física de las mismas en forma individual.

Escenario Laboratorio. Duración 1 hr.

Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • Soporte • Mechero • Nuez • Espátula • Tela de asbesto. • Matraz Erlen Meyer • Aro. • Varilla agitadora. • Vaso de precipitados • Imán • Embudo • Papel filtro • Limaduras de hierro. • Azufre • Sal

• Pizarrón. • Mesas de laboratorio

Química 48

Procedimiento


1.- Formar equipos de cuatro personas. 2.- Leer el material presentado a continuación. 3.- Realizar cada paso de acuerdo a las instrucciones. PROCEDIMIENTO: Se toman dos cucharadas de la mezcla (preparada por el profesor) y se colocan sobre una hoja de papel. Extracción del hierro: El hierro se extrae con el imán, pasándolo repetidamente por la mezcla. Separación del azufre: Una vez extraído el hierro, se coloca la muestra en el vaso de precipitados y se añaden 50c.c. de agua, se agita hasta conseguir la disolución de la sal y se filtra la mezcla, recogiendo en el matraz la sal disuelta y quedando en el papel de filtro el azufre. Recuperación de la sal: Evaporando el agua de la disolución contenida en el matraz. PREGUNTAS 1. Clasifica los productos utilizados en elementos y compuestos. 2. Enumera las características diferenciales entre mezcla y disolución.




Disponer de los desechos químicos o biológicos contaminados o cáusticos de acuerdo a las indicaciones del PSA o marcados en la práctica, utilizar los contenedores o depósitos previstos para dicho fin de acuerdo con la NOM-087 y a las instrucciones del PSA.

Química 49


Separación de sustancias sólidas de una mezcla




Aplicó las medidas de seguridad e higiene. 1.- Realizó la práctica con responsabilidad. 2.- Trabajó adecuadamente. en equipo 3.- Manipuló en forma correcta el material de laboratorio 4.- Siguió una secuencia lógica en los pasos del procedimiento. 5.- Separó las sustancias. 6.- Contestó el cuestionario.



Observaciones:

PSP:

Hora de inicio:

Hora de término:

Evaluación:

Química 50

Unidad de aprendizaje 1 Práctica número: 4 Nombre de la práctica: Aplicación de la Ley de la conservación de la materia

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno aplicará la ley de la conservación de la materia De acuerdo a la estequiometría para una reacción química


Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • Balanza..

• Embudo

• 2 Tubos de ensayo.

• Gradilla.

• 2 pipetas graduadas.

• Pinzas para tubo de ensayo..

• Disolución de KI (0.1M)

• Disolución de Pb(NO3)2

• Pizarrón..

• Plumones.

• Mesa de Laboratorio

Química 51

Procedimiento



1º. Poner los dos tubos de ensayo vacíos dentro del vaso de precipitado y pesar M1 = 2º. Poner 10 ml de una de las disoluciones en uno de los tubos de ensayo y 10 ml de la otra disolución en el otro tubo de ensayo. Introducir ambos tubos de ensayo en el vaso de precipitado y pesar el conjunto.

M2 =

3º. Verter, con cuidado, el contenido de uno de los tubos en el interior del otro tubo, introducir los dos tubos de ensayo en el vaso de precipitado y pesar.

M3 =

4º Calentar con cuidado el tubo de ensayo que contiene la mezcla de las disoluciones hasta que se disuelva totalmente el precipitado formado. Una vez disuelto, dejar enfriar el tubo y ponerlo después debajo del chorro de agua fría (cuidando que no entre agua dentro). El sólido amarillo cristalino que aparece en suspensión se llama metafóricamente "lluvia de oro".

Química 52

Procedimiento PREGUNTAS

1.- Formula y ajusta la reacción.

2.- ¿Qué producto de los formados en la reacción es el que precipita?

3.- ¿Qué cantidad de KI ha reaccionado? Nº moles: ________Nº g:________

4.- ¿Qué cantidad de PbI2 se obtiene? Nº moles:__________Nº g:________




Disponer de los desechos químicos o biológicos contaminados o cáusticos de acuerdo a las indicaciones del

PSP o marcados en la práctica, utilizar los contenedores o depósitos previstos para dicho fin de acuerdo con la

NOM-087 y a las instrucciones del PSP.

Química 53


Ley de la conservación de la materia

Nombre del alumno: Instrucciones: A continuación se presentan los criterios que van a ser verificados en

el desempeño del alumno mediante la observación del mismo. De la siguiente lista marque con una aquellas observaciones que hayan sido cumplidas por el alumno durante su desempeño


Aplicó las medidas de seguridad e higiene. 1.- Realizó la práctica con responsabilidad 2.- Trabajó adecuadamente en equipo. 3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica. 4.- Reconoció el material del laboratorio 5.- Manipuló el material del laboratorio de acuerdo a las indicaciones

6.- Realizó las pesadas. 7.- Formuló la reacción 8.- Verificó la ley de la conservación de la materia. 9.-Contestó el cuestionario.



Observaciones:

PSP:

Hora de inicio:

Hora de término:

Evaluación:

Química 54

Resumen En el capítulo se han considerado el método científico y las bases de la experimentación; se ha descrito la relación de la química con las diferentes ciencias. Asimismo, se han presentado un panorama general de las características principales de la Química y sus relaciones con otras ciencias. El aprendizaje del lenguaje químico abre las puertas del mundo del comportamiento de la materia y de la explicación de los fenómenos. El método posibilita aproximarse con procedimientos específicos al conocimiento científico, proporciona las herramientas para entender el problema, proponer soluciones y comprobarlas. Conocer el método permite reproducir, en ciertas condiciones, el camino que siguieron los científicos para forjar y definir los fenómenos; observar, ordenar y experimentar; conceptuar y colegir las leyes, y, por fin, construirla teoría que explique los fenómenos investigados. También, se abordó lo relacionado con la materia, considerando como tal todo lo que tiene masa y ocupa espacio. De la misma forma, la materia tiene ciertas propiedades, tales como la masa, el peso, la longitud, el volumen y la densidad, y que pueden ser de índole física o química. Por otro lado, se mencionaron los estados físicos de la materia (sólido, líquido y gaseoso), así como la ley de la conversión de la materia, con inclusión de los cambios de energía en la naturaleza. En el siguiente apartado se describirán las primeras teorías relacionadas con la conformación de la materia en su mínima expresión de diámetro y masa, definida como “átomo”. Cada átomo está compuesto por tres partículas subatómicas básicas: el electrón, el protón y el neutrón. Teoría que dio paso a varios descubrimientos, entre ellos el hallazgo de la radiactividad.

Autoevaluación de Conocimientos del Capítulo 1

1. Describe en un caso práctico todas las etapas

del método científico. 2. ¿Cuál de las ciencias tiene más relación con la

Química y por qué? 3. ¿Cuáles son las características principales de

las sustancias y las mezclas? 4. Mediante una tabla señala cuáles son los

materiales de uso común que se presentan en los estados de la materia

5. Describe la ley de la conservación de la materia

6. ¿Cuáles fueron las primeras ideas de las teorías atómicas?

7. ¿Cuáles son las hipótesis que todavía permanecen en la estructura de nuestro conocimiento del átomo?

8. ¿Cuál es la estructura de un átomo? 9. Describe el concepto de isótopo 10. Empleando hasta tres cifras significativas,

expresa la masa de cada una de las siguientes sustancias en uma. a) un átomo de Cl b) un átomo de Al c) 200 átomos de B d) 6.023 x 1023 átomos de Ca

11. Escribe el símbolo para cada uno de los siguientes isótopos

a) Z = 74, A = 186 b) Z = 80, A = 201

12. Calcula el número de neutrones 239Pu c) Z = 74, A = 186 d) Z = 80, A = 201

13. ¿Cuál es el número de masa de un átomo de hierro que tiene 28 neutrones?

55 Química

2 MANEJO DE LA NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS Y LA

ESTEQUIOMETRÍA

Al finalizar el capitulo, el alumno nombrará los compuestos inorgánicos de acuerdo con la nomenclatura establecida en nivel internacional para su uso en la resolución de problemas químicos estequiométricos

Química 56


Curso


Resultados de

Aprendizaje


20 Hrs.

QUÍMICA 72 H


15 Hrs.

2.1 Formular y nombrar compuestos químicos inorgánicos de acuerdo con las reglas de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada.

7 H

2.2. Establecer las relaciones en masa de los elementos que forman un compuesto usando las leyes ponderales para su formulación.

7 H

2.3. Balancear las ecuaciones químicas por el método Redox.

7 H

2.4. Calcular las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción utilizando los factores de: eficiencia, pureza y exceso.

8 H


29 Hrs.


8 Hrs.

57 Química

Sumario • Nombre y Formulas de los Compuestos

Inorgánicos • Iones Monoatómicos Positivos y

Negativos • Iones Poliatómicos • Compuestos Iónicos • Compuestos Binarios de No Metales • Ácidos, Bases y Sales • Usos de Algunos Compuestos

Inorgánicos • La Composición Cuantitativa de la

Sustancias • La mol • Número de Avogrado • Masa Molar de los Compuestos • Composición porcentual de las

sustancias • Formulas • Empíricas o Mínimas • Moleculares • Determinación a partir de la

Composición • Las Reacciones Químicas • Definición • Tipos • Representación • Balanceo de Ecuaciones de Oxidación -

Reducción. • Estados de Oxidación • Método de Tanteo • Método Algebraico • Método Redox • Agentes oxidantes • Agentes reductores • Estequiometría • Definición • Factores de conversión • Pureza de reactivos • Calculo en las Reacciones Químicas • Reacciones Ideales • Reacciones Reales

RESULTADO DE APRENDIZAJE 2.1. Formular y nombrar compuestos químicos inorgánicos de acuerdo con las reglas de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada. 2.1.1 Nombre y Fórmulas de los

Compuestos Inorgánicos La nomenclatura química es el sistema de nombres que utilizan los químicos para identificar a los compuestos. Cuando se descubre una sustancia nueva se debe bautizar, para distinguirla de las demás sustancias. Se explicará la nomenclatura de los compuestos inorgánicos, que son compuestos que, por lo general, no contienen carbono. Los nombres comunes son nombres arbitrarios, que no se basaron en la composición de las sustancias. Antes de sistematizar la química, a una sustancia, se le asignaba un nombre casi siempre relacionado con una de sus propiedades físicas o químicas más notables. Por ejemplo el nombre del mercurio era el equivalente a "plata fluida" (quicksilver), y al óxido nitroso (N2O,) que se empleaba como anestésico en ortodoncia se le llamaba gas hilarante porque al inhalarlo induce la risa. Agua y amoniaco también son nombres comunes, por que ninguno de ellos proporciona información alguna sobre la composición química de la sustancia. Si a cada sustancia se le asignara un nombre común, la cantidad necesaria para aprender más de nueve millones de nombres sería astronómica.

Los nombres comunes tienen sus limitaciones, pero se siguen empleando con frecuencia. Muchas veces se continúan usando en la industria, porque el nombre sistemático es demasiado largo o demasiado técnico par usarlo a diario. Por ejemplo, en construcción se llama cal viva al oxido de calcio

58 Química

(CaO). Los fotógrafos llaman hipo al trisulfato de sodio (Na2S2O3), y los nutriólogos llaman vitamina D3 al 9,10 -secocolesta- 5, 7, 10(19)-trien-3-β-ol (C27H44O). En la tabla siguiente se muestran los nombres comunes, las formulas y los nombres sistemáticos de algunas sustancias conocidas. Los químicos preferimos usar nombres sistemáticos, porque identifican con precisión la composición química de las sustancias. El sistema de la nomenclatura inorgánica fue determinado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), International Union of Pure and Applied Chemistry), fundada en 1921. • Iones Monoatómicos La asignación de nombres de los compuestos iónicos se basa en una cantidad de reglas. El anión (ión negativo) del compuesto se nombra primero y el catión (ión positivo) se nombra en segundo lugar. 1. Cationes. Un ion monoatómico es el que se deriva de un solo átomo. La mayoría de los cationes son iones monoatómicos formados por átomos metálicos. El nombre del ion es el mismo que el del metal, si el metal forma solamente un tipo de catión. Na+ es el ion sodio Mg2+ es el ion magnesio Al3+ es el ion aluminio Ciertos metales forman más de un tipo de catión. En estos casos, la distinción entre los cationes puede hacerse indicando el estado de oxidación del catión en su nombre. El estado de oxidación se indica por un número romano entre paréntesis agregado al nombre del metal: Cu+ el ion cobre (I) y Cu2

+ es el ion cobre (II) Fe2

+ es el ion hierro (II) y Fe3

+ es el ion hierro (III)| Un método utilizado para distinguir entre dos tipos de iones formados por un metal, es cambiar la terminación del nombre del metal. El nombre del metal en latín se usa cuando el símbolo de éste es

derivado del latín. La terminación -oso se usa en el nombre del ion del par que tiene menor estado de oxidación y la terminación -ico se usa para nombrar el ion que tiene mayor estado de oxidación.

Cu+ es el ion cuproso o cobre (I) y Cu2+ es el ion cúprico o cobre (II)

Fe2+ es el ion ferroso o hierro (II) y Fe3+ es el ion

férrico o hierro (III) 2. Aniones. Los aniones monoatómicos se forman de átomos de no metales. Sus nombres se derivan reemplazando la terminación habitual del nombre del no metal por la terminación -uro:

Cl-- es el ion cloruro O2-- es el ion oxido (excepción) N3- es el ion nitruro

No obstante, no todos los iones que sus nombres terminan en -uro son monoatómicos. • Iones Poliatómicos Las fórmulas de compuestos que contienen iones poliatómicos.(más de un átomo) sigue estas mismas reglas básicas. Sin embargo, se requiere más de un ion poliatómico para que la suma de los estados de oxidación sea igual a cero, la fórmula del ion poliatómico deberá encerrase entre paréntesis antes de agregar el subíndice correspondiente. El sulfato de amonio se compone del catión amonio (NH4

+) y el anión sulfato (SO42+).

Se necesitan dos iones amonio con una carga total de 2+ para equilibrar la carga de 2- del sulfato de amonio se escribe (NH4)2SO4

• Compuestos Iónicos El nombre de un compuesto iónico consta de dos partes, primero se nombra el anión y luego el catión. Muchos cationes tienen el mismo nombre que los elementos originales. Sin embargo, para los aniones formados por un solo átomo, se cambian las últimas letras del nombre del elemento correspondiente por el sufijo -uro. Por ejemplo, el ion negativo, derivado del flúor (F) es el

59 Química

fluoruro (F-), Así, el KF recibe el nombre de fluoruro de potasio. Resulta fácil escribir fórmulas de compuestos iónicos si se sigue una regla sencilla. La fórmula correcta contiene el mínimo número de iones positivos y negativos necesario para que la carga eléctrica total sea cero. En el cloruro de sodio las cargas iónicas son 1+ y 1-. Como un ion de cada clase resulta en una carga total de cero, la fórmula para el cloruro de sodio deberá ser NaCl. Cuando las cargas de los dos iones no suman cero, agregamos iones de uno de los dos tipos hasta que las cargas se cancelan totalmente. En el hidróxido de calcio, un ion Ca2+ tiene una carga de 2+; cada ion hidróxido tiene una carga de 1-, así que se necesitan dos para hacer 2-. Por lo tanto, se requieren dos iones hidróxido (2OH-) por cada ion calcio (Ca2+). El subíndice 2, escrito enseguida del paréntesis, así lo indica, de modo que la fórmula para el hidróxido de calcio es Ca(OH)2. • Números de Oxidación Cada átomo de un compuesto se caracteriza por un estado de oxidación, debido a los electrones ganados o perdidos (totalmente en los compuestos iónicos o parcialmente en los covalentes) con respecto al átomo aislado. El número (positivo en los que pierden electrones, negativo en los que ganan electrones) que indica este estado se llama número de oxidación del elemento en dicho compuesto. El número de oxidación (n.o.) se define como la carga eléctrica formal (puede que no sea real) que se asigna a un átomo en un compuesto. Para asignar el n.o. a cada átomo en una especie química (NH3, ClO3

1-, etc.), se emplea un conjunto de reglas (fácilmente deducibles a partir de la configuración electrónica), que se pueden resumir del modo siguiente: 1. El n.o. de todos los elementos libres es cero, en cualquiera de las formas en que se presenten: Ca metálico, He, N2, P4, etc. (En moléculas con átomos iguales, N2, H2, etc., los electrones del enlace están

compartidos equitativamente y no se pueden asignar a ninguno de los átomos). 2. El n.o. de cualquier ión monoatómico es igual a su carga eléctrica. Así, los n.o. del S2–, Cl–, Na, K+ y Zn2+ son, respectivamente, –2, –1, 0, +1 y +2, que coinciden con sus respectivas cargas eléctricas (reales). 3. El n.o. del H en sus compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos, que es –1. 4. El n.o. del O en sus compuestos es –2, excepto en los peróxidos, que es –1. 5. El n.o. de los metales alcalinos es siempre +1. 6. El n.o. de los metales alcalinotérreos es siempre +2. 7. El n.o. del F en sus compuestos es siempre –1. El n.o. de los demás halógenos varía desde ±1 a ±7, siendo positivo cuando se combina con el O o con otro halógeno más electronegativo. 8. La suma algebraica de los n.o. de los átomos de una molécula es cero, y si se trata de un ion, igual a la carga del ion. Con estas reglas se puede calcular fácilmente el n.o. de cualquier elemento en una especie química. Así, en NH3 y ClO3

– los n.o. son: N=–3, H=+1, Cl=+5 y O=–2. En la Tabla Periódica se encuentran detallados los n.o. de todos los elementos cuando forman parte de compuestos. Conviene insistir que, en general, el n.o. no representa la carga eléctrica real de un átomo en un compuesto. Por ejemplo, en NO y CaO el n.o. del O es –2 en ambos compuestos; pero en NO no existe realmente una carga de –2 en el átomo de O, ni de +2 en el de nitrógeno, pues se trata de un compuesto covalente (débilmente polar). En cambio, en CaO sí ocurre esto, porque es iónico. La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda el uso de la nomenclatura sistemática, la más extendida, y la de Stock o

60 Química

funcional, utilizada sobre todo para nombrar óxidos, hidruros y hidróxidos. En la nomenclatura sistemática de los compuestos formados por 2 no metales, ambos nombres van precedida de los prefijos griegos mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa- o hepta-, según el número de átomos que existan; a continuación se indica, de la misma forma, la proporción del segundo elemento. Por ejemplo, N2O5, pentaóxido de dinitrógeno. En algunas ocasiones se puede prescindir del prefijo mono- En la nomenclatura de Stock no se utilizan prefijos. Los óxidos se nombran con la palabra ‘óxido’ seguida del nombre del otro elemento y su estado de oxidación entre paréntesis; siguiendo con el ejemplo: Fe2O3, óxido de hierro (III). Si el elemento que se combina con el oxígeno tiene estado de oxidación único, no es necesario indicar el estado de oxidación; así, Li2O es óxido de litio. En los hidruros metálicos el hidrógeno actúa con estado de oxidación –1 y se nombran con la palabra genérica ‘hidruro’ seguida del nombre del metal. Si el metal presenta más de un estado de oxidación se sigue la nomenclatura Stock, por ejemplo, AuH3, hidruro de oro (III). En los hidrácidos el hidrógeno actúa estado de oxidación +1 y los no metales con sus respectivos estados de oxidación negativos; se nombran añadiendo el sufijo -uro al no-metal. Por ejemplo, HCl, cloruro de hidrógeno. Los hidróxidos se nombran con la palabra ‘hidróxido’ seguida del nombre del metal, diciendo en primer lugar la palabra hidróxido y luego el nombre del metal Mg(OH)2, hidróxido de magnesio. En la nomenclatura de Stock no se utilizan los prefijos: al nombre del metal se le añade su estado de oxidación aunque ésta se omite cuando es única; por ejemplo, Mg(OH)2, hidróxido de magnesio, pero en Fe (OH)2 será hidróxido de hierro (II)

En la nomenclatura sistemática, los ácidos oxiácidos se nombran como compuestos binarios en los que el constituyente negativo (anión) es

poliatómico; se utiliza el sufijo -ato para el anión y se especifica el estado de oxidación del elemento central mediante números romanos entre paréntesis, seguida de la palabra ‘hidrógeno’; por ejemplo, HClO, oxoclorato (I) de hidrógeno. Para estos ácidos, la IUPAC admite la nomenclatura tradicional (HClO, ácido hipocloroso). • Compuestos Binarios de No-Metales

Para los compuestos binarios, la terminación del segundo elemento es –uro o -ido. Cuando los dos elementos son no metales, la cantidad de átomos de cada elemento se indica en el nombre de los prefijos griegos. Excepto en el caso del prefijo mono (uno), el cual se utiliza solo para el segundo no-metal. Cuando en el nombre no aparece ningún prefijo, se supone que se trata de un átomo. Además, al utilizar los prefijos griegos se elimina la vocal del prefijo para tener una mejor pronunciación, así, la “oo” de monóxido, o la “ao” de pentaóxido, tetraóxido y heptóxido. Cuadro “prefijos griegos”

Estas reglas se utilizan para nombrar los siguientes compuestos binarios:

Fórmula Nombre Se Encuentra

BCl3 Tricloruro de Boro

En la producción de compuestos de boro y el refinamiento de aleaciones

PCl5 Pentacloruro de Fósforo

En la producción de materiales que contiene cloro

SO2 Dióxido de Azufre

En el aire contaminado, es peligroso y destructor

CO Monóxido de Carbono

Importante contaminante del aire que se producen los gases de expulsión por los automóviles y el mal funcionamiento de los hornos

N2O4 Tetraóxido de Dinitrógeno

Componente del combustible en dos pequeños motores para cohetes en un transbordador espacial que coloca el transbordador en órbita y lo hacen regresar a tierra

NO2 Dióxido de Nitrógeno

Un serio contaminante del aire

Ahora trabajando a la inversa, a partir del nombre también podemos escribir las formulas para los

61 Química

compuestos binarios de los no metales, como sigue:

• Ácidos y sus Sales Las sales de hidrácidos, combinaciones binarias de F–, Cl–, Br–, I–, S2– y Te2– con cationes metálicos (o con el ión amonio). Aquí veremos las que proceden de oxiácidos: combinaciones de un catión metálico (o el ión amonio) y un anión procedente de un oxiácido. Formulación: Se escribe primero el símbolo del metal con un subíndice que es la carga del anión (sin signo). A su derecha se escribe el anión y como subíndice (que afecta a todo el anión) la carga del catión. Si ambos subíndices tienen divisor común, se efectúa la simplificación. Nomenclatura: Se nombra en primer lugar el anión y a continuación el catión.

SISTEMÁTICA COMÚN Na2SO3 Trioxosulfato (IV) de sodio sulfito de sodio

CuSO4 Tetraoxosulfato (VI) de cobre (II)

sulfato cúprico

Zn2SiO4 Tetraoxosilicato (IV) de zinc silicato de zinc NaClO Monoxoclorato (I) de sodio hipoclorito de so dio NaClO3 Trioxoclorato (V) de sodio clorato de sodio

FeBrO3 Trioxobromato (III) de hierro (III)

bromato férrico

Cr(NO3)3 Trioxonitrato (V ) de cromo (III)

nitrato crómico

Li2SO4 Tetraoxo sulfato (VI) de litio

sulfato d e litio

Sales ácidas (no todos los H del oxiácido del que derivan han sido sustituidos por cationes):

SISTEMÁTICA COMÚN

NaHSO4 Hidrógeno tetraoxosulfato (VI) de sodio

bisulfato de sodio

Fe(HSO4)2 hidrógeno tetraoxosulfato (VI) de hierro (II)

bisulfato ferroso

KH2PO4 dihidrógeno tetraoxo fosfato (V) de potasio

Bifosfato de potasio potásico

Ca(HCO3)2 Hidrógeno trioxo carbonato (IV) de calcio

bicarbonato de calcio

Cuando los iones del cristal de la sal se encuentran rodeados de moléculas de agua se dice que la sal está hidratada. Así: en el cloruro de cobalto (II) hexahidratado, CoCl2 . 6H2O, por cada dos iones cloruro de la sal existe un ión cobalto y seis moléculas de agua. Las sales de oxiácidos son sustancias ácidas que tienen de fórmula general HaXbOc siendo a, b, c números enteros. X es generalmente un no metal, aunque en algunos casos puede ser un metal de transición: Cr, Mn, V, Mo, W. Contienen O –de ahí su nombre– (n.o. = –2) en la molécula y presentan propiedades ácidas. Formulación: Los oxiácidos pueden considerarse como compuestos binarios, en los que la parte electropositiva es el ión H+ y la electronegativa la constituye el anión poliatómico formado por un átomo característico central (X), al que están directamente unidos los átomos de O. Se escribe en primer lugar el H. Nomenclatura: Común: ácido + prefijo + nombre del elemento X + sufijo. El elemento X puede actuar con diferentes n.o. y por ello se utilizan pre fijos y sufijos siendo e n orden creciente de n.o.:

hipo....oso ....oso ....ico per....ico de tal forma que cuando X:

• Sólo puede actuar con sólo un n.o.: terminación en ico: H2CO3: ácido carbónico (n.o. del C = +6)

62 Química

• Puede actuar con dos n.o: terminaciones oso para el menor e ico para el mayor:

H2SO3: ácido sulfuroso (n.o. S = +4)

H2SO4: ácido sulfúrico (n.o. S = +6)

• Puede actuar con tres n.o: hipo...oso

(menor), oso (intermedio) y ico (mayor). Sistemática: ácido + prefijo oxo, dioxo, trioxo... (según el número de O ) + nombre del elemento X terminado en ico y con prefijo di, tri... (según sea su subíndice) + n.o. (romanos) del elemento X. De Stock: igual que la sistemática pero eliminando la palabra ácido y añadiendo al fin al de hidrógeno. El nombre del elemento X se hace terminar en ato.

SISTEMÁTICA DE STOCK COMÚN

HClO ácido oxoclórico

(I) oxoclorato (I) de

hidrógeno ácido

hipocloroso

HClO2 ácido

dioxoclórico (III) dioxoclorato (III)

de hidrógeno ácido cloroso

HClO3 ácido

trioxoclórico (V) trioxoclorato (V)

de hidrógeno ácido clórico

HClO4 ácido

tetraoxoclórico (V II)

tetraoxoclorato (VII) de h.

ácido perclórico

H2SO3 ácido

trioxosulfúrico (IV)

trioxosulfato (IV) de h.

ácido sulfuroso

H2S2O5 ácido

pentaoxodisulfúrico (IV)

pentaoxodisulfato (IV) de h.

ácido disulfuroso

H2SO4 ácido

tetraoxosulfúrico (VI)

tetraoxosulfato (VI) de h.

ácido sulfúrico

H2S2O7 ácido hepta oxod

isulfú rico (V I) heptaoxodisulfat

o (VI) de h. ácido

disulfúrico

HNO2 ácido dioxonítrico

( III) dioxonitrato (III)

de hidrógeno ácido nitroso

HNO3 ácido

trioxonítrico (V) trioxonitrato (V)

de hidrógeno ácido nítrico

H3PO3 ácido

trioxofosfórico (III)

trioxofosfato (III) de hidrógeno

ácido fosforoso

H3PO4 ácido

tetraoxofosfórico (V)

tetraoxofosfato (V) de h.

ácido fosfórico

H2CO3 ácido

trioxocarbónico trioxocarbonato

de hidrógeno ácido carbónico

H4SiO4 ácido

tetraoxosilícico tetraoxosilicato de hidrógeno

ácido ortosilícico

SISTEMÁTICA DE STOCK COMÚN

H3BO3 ácido trioxob

órico ( III) trioxoborato (III)

de hidrógeno ácido

ortobórico

H2MnO4 ácido

tetraoxomangánico (V I)

tetraoxomanganato (VI) de h.

ácido mangánico

HMnO4 ácido

tetraoxomangá nico (V II)

tetraoxomanganato (VII) de h.

ácido permangánico

H2CrO4 ácido tetrao

xocró mico (VI) tetraoxocromato

(VI) de h. ácido crómic

H2Cr2O7 ácido hepta oxod

icróm ico (V I) heptaoxodicroma

to (VI) de h. ácido

dicrómico

Los prefijos meta– y orto– se utilizan par a distinguir dos ácidos del mismo elemento con el mismo n.o. y que sólo se diferencian por su contenido de H y O. Así, en los ácidos HPO3 y H3PO4, el fósforo tiene el mismo n.o. (+5). (La fórmula del segundo se obtiene añadiendo dos átomos de H y un átomo de O a la fórmula del primero). Para distinguirlos, el primero se denomina ácido metafosfórico y el segundo ácido ortofosfórico. Como este último es el más importante, se denomina simplemente ácido fosfórico. Un método para formular oxiácidos consiste en añadir moléculas de agua a los óxidos no metálicos correspondientes, siendo sus etapas:

Formular el óxido del no-metal Añadir 1 molécula de agua para obtener la

forma "meta" y 3 moléculas de agua para la forma "orto" La fórmula de cualquier ácido “META” funciona para oxiácidos que tienen 3 o más hidrógenos. La fórmula del ácido meta es Ácido orto-H2O

Simplificar la fórmula si es necesario.

Recopila información documental sobre nomenclatura de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada.

63 Química

Elabora un informe sobre la recopilación documental de la nomenclatura de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada.

Elabora un mapa conceptual de los iones monoatómicos y poliatómicos.

Realiza los ejercicios propuestos en el presente manual.

Compara los resultados de los ejercicios con tus compañeros.

RESULTADO DE APRENDIZAJE 2.2. Establecer las relaciones en masa de los elementos que forman un compuesto usando las leyes de ponderación para su formulación. 2.2.1 La Composición Cuantitativa de la

Sustancias. Para fabricar un producto no es suficiente conocer las sustancias que éste contiene. Un artista puede crear un lienzo de increíbles colores a partir de pocos pigmentos. Un farmacéutico puede combinar las mismas drogas en cantidades diversas, para obtener efectos distintos en sus pacientes. Los cosméticos, los cereales, los productos de limpieza y los analgésicos muestran, en sus etiquetas, una lista de los ingredientes con que se fabricaron.

En cada uno de esos productos, la clave de su fabricación exitosa es la cantidad de cada ingrediente. La industria farmacéutica mantiene una reglamentación estricta sobre las cantidades de ingredientes en los medicamentos que compramos. Las fórmulas de las gaseosas y de la mayor parte de los cosméticos son consideradas secretos propios del fabricante. Puede suceder que diferencias pequeñas en la composición de esos productos ocasionen grandes pérdidas o demandas de los clientes. La composición de los materiales es un concepto importante en química. La relación numérica entre los elementos de un material, y la medición de cantidades exactas de sustancia están entre las tareas fundamentales del químico. • El mol En el Universo, como en la vida cotidiana, observamos que existen relaciones de cantidad entre elementos que integran un conjunto. Por ejemplo:

El famoso cuarteto de Liverpool, Los Beatles, constituía un conjunto de cuatro elementos

Cada equipo de fútbol soccer cuenta con 11 personas en el terreno de juego.

Para jugar un partido de dobles en tenis se requieren dos parejas de jugadores.

Tres docenas de huevos constan de 36 unidades.

Así, en tu vida cotidiana empleas ciertas unidades para medir cantidades de objetos. Por ejemplo, cuando compras un par de zapatos, adquieres dos unidades; una docena de calcetines equivale a 12 pares (24 calcetines); un millar de hojas de papel contiene 1000 hojas. De la misma manera, al efectuarse una reacción o cambio químico intervienen cantidades definidas de sustancias que reaccionan entre sí para obtener un producto. La unidad de medida que se utiliza para determinar las cantidades de sustancias es el mol,

64 Química

una unidad del SI que se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como átomos hay en exactamente 12 gramos de isótopo de carbono 12 (que son los átomos de carbono más abundantes en la Naturaleza). Pero, ¿cuántos átomos están contenidos en 12 gramos de esos átomos de carbono?

Dibujo

Átomos contenidos, en 12 g de carbono.

La respuesta es verdaderamente asombrosa: existen 6.023 x 1023 átomos, o sea ¡602 000 000 000 000 000 000 000! átomos, es decir, ¡seiscientos dos mil trillones de átomos!. De esta manera se dice que la cantidad de una sustancia que contiene (Este valor se puede emplear tanto para átomos como para moléculas) 6.023 x 1023 partículas (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.) es un mol de dicha sustancia. Este número es conocido como Número de Avogadro en honor al científico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856). NA = 6.023x1023. De esta manera, un mol de aluminio estará formado por 6.023 x 1023 átomos de aluminio; en tanto que un mol de agua lo forman 6.023 x 1023 moléculas de agua. Igualmente podemos referirnos a un mol de arroz que contendrá 6.023 x 1023 granos de arroz, como un mol de melones (que es imposible contar y observar) sería igual a 6.023 x 1023 melones. A partir de esta lógica ¿podremos afirmar que la masa de un mol de melones es igual a la masa de un mol de sandías? Tal como ya te percataste, el número de Avogadro (NA) es muy grande, pero es como cualquier otro número de los muchos que existen en la Naturaleza y que tienen magnitudes mayores, semejantes o menores, por ejemplo:

El radio del Universo se ha calculado en 1.22 x 1023 Km, cuyo valor en metros es de 1.22 x 1026 m y 1.22 x 1028 cm.

La última cantidad se escribe y nombra así:

12 200 000 000 000 000 000 000 000 000, o sean doce mil doscientos cuatrillones de centímetros. Su valor en kilómetros es parecido en magnitud al número de Avogadro (NA).

La masa del Sol es de 2 x 1027 toneladas, que equivalen a 2 x 1030 kilogramos o 2x1033 gramos. Al comparar el número de Avogadro con cualquiera de esas tres magnitudes observarás que dichas cifras son mucho mayores que el número de Avogadro.

La masa de la estrella Betelgeuse, situada en la

constelación de Orión, es 50 veces mayor que la masa solar, es decir tiene 1 x 1035 gramos que se escribe y lee así:

100 000 000 000 000 000 000 000 000 000 000 000, cien mil quintillones de gramos. Para mantener encendido un foco de 100 watts

durante una hora se requiere que pasen por el filamento 1.8 x 1022 electrones, valor cuya magnitud es menor a la del número de Avogadro.

Betelgeuse se encuentra a 650 años luz de distancia, lo que corresponde a una magnitud de 9.4608 x 1012 m.

• Masa Molar de los Compuestos La masa molar de un átomo es la masa de un mol de átomos. Asimismo, la masa molar de una molécula es la masa de un mol de esas moléculas (sus unidades en química son g/mol). La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma). Determinación La masa de un mol de átomos de un cierto elemento se puede consultar en la tabla periódica química. Por ejemplo, en la casilla del cobre aparecen siempre dos números, el número atómico (que es el número de protones existentes en su núcleo) y la masa atómica.

65 Química

¿Cuántos gramos pesa 1 mol de cobre?

Así, un mol de átomos de cobre tiene una masa de 63.55 g.

MCu = 63.55 g/mol Tanto la masa atómica como el número de Avogadro (NA) son razones unitarias, por lo que pueden expresarse de la manera siguiente:

Observa que -en ambos casos- numerador y denominador son la misma cosa. Igual a tener 1 mol de cobre que 63.55g de cobre o que 6.023 x 1023 átomos de cobre. Obtendremos lo mismo. Estas dos razones unitarias nos permiten:

Transformar moles en números de partículas. Transformar moles en gramos.

En este caso puedes emplear la relación n = m/PM, donde: n = número de moles m = masa de la sustancia en gramos PM10 = masa atómica o molecular en g/mol Ejemplos: ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 2.5 moles de dicho elemento?. Sea N el número de átomos buscados. Basta multiplicar el dato por la razón unitaria del número de Avogadro para encontrar el resultado.

Así, el factor NA permite transformar moles (n) en número de átomos (N); Como ves, la masa atómica (PM) te permite transformar el número de moles (n) en masa

Para lograr la transformación inversa y determinar cuántos moles (n) corresponden a una cierta cantidad de masa (P Mcu), se emplea la misma razón unitaria, pero invertida:

¿Cuántos moles de cobre hay en 25 gramos de cobre? Coloca el dato de masa y multiplícalo por la inversa de la razón unitaria: En ningún caso utilizar P.M., ya que el concepto es masa molar

Mol expresado en gramos El mol (n) es la masa de cualquier elemento o compuesto que puede expresarse en gramos y es numéricamente igual a la masa atómica o molecular. Matemáticamente lo anterior se representa con la fórmula:

Ejemplos: Calcula la cantidad de moles que existe en 15 g de aluminio. En la tabla periódica podemos localizar la masa atómica del aluminio (26.98 g/mol); la masa en gramos (m) es de 15, por tanto, aplicando la fórmula obtenemos:

66 Química

¿Cuántos moles de átomos de plata tenemos en un anillo que contiene 6.02x1022 átomos?.

En este caso se empleó la relación contraria al del ejemplo anterior, esto es:

• Composición porcentual de las

sustancias Por ciento quiere decir, partes por cien partes. Igual que cada rebanada de un pastel es un porcentaje de todo el pastel, cada elemento de un compuesto es un porcentaje de todo el compuesto. La composición porcentual de una sustancia es el por ciento en masa de cada elemento del compuesto. La masa molar representa la masa total, o el 100 % del compuesto o sustancia. Así, la composición porcentual del agua, H2O, 11.11% de H y 88.88% de O, en masa de acuerdo con la Ley de Composición definida, la composición porcentual debe ser igual, sin importar el tamaño de la muestra que se analice. La composición porcentual de una sustancia se puede calcular a partir del conocimiento de la formula y de los datos experimentales. A partir de la fórmula La fórmula de un compuesto indica el número de átomos de cada elemento presente en una unidad del compuesto. A partir de la fórmula del compuesto es posible calcular el porcentaje que cada elemento proporciona a la masa total del compuesto, para así poder determinar la pureza del mismo.

La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100%.

Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. La masa molar de H2O2 es 34.02g, de H es 1.008g y de O es 16g, respectivamente. La composición porcentual de H2O2 se calcula de la siguiente forma:

5.926%100% g 34.02g 1.008 x 2 %H == x

94.06%100% g 34.02g 16.00 x 2 %O == x

La suma de los porcentajes es 5.926% + 94.06% = 99.99%. La poca diferencia al 100% es debido al redondeo de las masas molares de los dos elementos. Ejemplo: El ácido fosfórico (H3PO4) se usa en los detergentes, fertilizantes, bebidas gaseosas para dar más sabor, etc. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto. Solución: La masa molar de H3PO4 es 97.99g/mol. Entonces, la masa de cada elemento es:

3.086%100% g 97.99g) 3(1.008 %H == x

31.61%100% g 97.99

g 30.97 %P == x

67 Química

65.31%100% g 97.99g) 4(16.00 %O == x

La suma de los porcentajes es 3.086 + 31.61 + 65.31 = 100.01%. Como ya se mencionó antes, la diferencia al 100% es por el redondeo de los elementos. A partir de datos experimentales El hecho de que sea posible determinar la fórmula empírica de un compuesto conociendo su composición porcentual, permite identificar experimentalmente los compuestos. El procedimiento es el siguiente: Primero, el análisis químico indica el número de gramos de cada elemento presente en una determinada cantidad del compuesto. Después las cantidades en gramos de cada elemento se convierten a número de moles. Por ultimo, se determina la formula empírica del compuesto. Como un ejemplo especifico, considera el compuesto etanol. Cuando el etanol se quema, se forma dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O), en ese momento está presente el carbono (C) como el hidrogeno (H) y también podría haber oxígeno. (El oxígeno molecular se agrego en el proceso de combustión, pero parte del oxígeno puede también provenir de la muestra original del etanol). La masa de CO2 y de H2O producidas pueden determinarse midiendo el aumento en la masa de los absorbentes de CO2 y H2O, respectivamente. Supone que en un experimento la combustión de 11.5 g de etanol produjo 22.0 de CO2 y 13.5 g de H2O. Se puede calcular la masa de carbono e hidrógeno en la muestra original de 11.5 g de etanol como sigue:

Así, 11.5 g de etanol contiene 6.00 g de carbono y 1.51 g de hidrogeno. El resto debe ser oxigeno, cuya masa Masa de O = masa de la nuestra – (masa de C +masa de H) = 11.5 g – (6.00 g + 1.51 g) = 4.0 g El número de moles de cada uno de los elementos presentes en 11.5 g de etanol es

O mol 0.25O g 16.00

O mol 1 x O g 4.0O de moles

H mol 1.50H g 1.008

H mol 1 x H g 1.51H de moles

C mol 0.500C g 12.01

C mol 1 x C g 6.00C de moles

==

==

==

Cada uno de los valores encontrados se divide entre el más pequeño de los encontrados con el fin de obtener números enteros, en caso de no suceder esto se deberá multiplicar por el entero más pequeño posible que me de un entero. Así para el caso anterior O.5/0.25 = 2 1.5/0.25 = 6 0.25/0.25 = 1 De esta forma, la fórmula del etanol es C2H6O Ahora se entiende mejor la palabra “empírica”, que literalmente significa “basado solo en observación y en mediciones”. La formula empírica del etanol se determina por el análisis de compuesto en función de los elementos que lo forman no es necesario conocer como se encuentran unidos los átomos entre si en el compuesto.

Integra más información del concepto de mol, el número de Avogadro y masa molar.

68 Química

Analiza en equipo el concepto de mol, el número de Avogadro y masa molar; elaboren un informe con las conclusiones del análisis.

Realiza un cuadro resumen del procedimiento para determinar el porcentaje en masa de las sustancias.


Compara los resultados de ejercicios con tus compañeros.

2.2.2 Formulas • Empíricas o Mínimas Una fórmula empírica nos indica las proporciones relativas de los diferentes átomos de un compuesto. Estas proporciones son ciertas también al nivel molar. Entonces, el H2O tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. De la misma manera, 1.0 mol de H2O está compuesta de 2.0 moles de hidrógeno y 1.0 mol de oxígeno.

También podemos trabajar en reversa a partir de las proporciones molares: Si conocemos las cantidades molares de cada elemento en un compuesto, podemos determinar la fórmula empírica. El Mercurio forma un compuesto con el cloro que tiene 73.9% de mercurio y 26.1% de cloro en masa. ¿Cuál es su fórmula empírica? Digamos que tenemos una muestra de 100 gramos de este compuesto. Entonces la muestra tendrá 73.9 gramos de mercurio y 26.1 gramos de cloro. ¿Cuántas moles de cada átomo representan las masas individuales? Para el mercurio: (73.9 g)*(1 mol/200.59 g) = 0.368 moles Para el cloro: (26.1 g)*(1 mol/35.45 g) = 0.736 mol ¿Cuál es la proporción molar de los dos elementos? ( 0.736 mol Cl/0.368 mol Hg) = 2.0 Es decir, tenemos el doble de moles (o sea átomos) de Cl que de Hg. Fórmula empírica del compuesto sería: HgCl2 • Moleculares La fórmula química de un compuesto obtenida por medio del análisis de sus elementos o de su composición siempre será la fórmula empírica. Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos conocer el masa molecular del compuesto. La fórmula química siempre será algún múltiplo entero de la fórmula empírica (es decir, múltiplos enteros de los subíndices de la fórmula empírica). La Vitamina C (ácido ascórbico) tiene 40.92 % de C, 4.58 % de H, y 54.50 % de O, en masa.

69 Química

El masa molecular de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuáles serán su fórmula molecular o química y su fórmula empírica? En 100 gramos de ácido ascórbico tendremos:

40.92 gramos C 4.58 gramos H

54.50 gramos O

Esto nos dirá cuantas moles hay de cada elemento así: Para determinar la proporción simplemente dividimos entre la cantidad molar más pequeña (en este caso 3.406 o sea la del oxígeno): Las cantidades molares de O y C parecen ser iguales, en tanto que la cantidad relativa de H parece ser mayor. Como no podemos tener fracciones de átomo, hay que normalizar la cantidad relativa de H y hacerla igual a un entero. 1.333 es como 1 y 1/3, así que si multiplicamos las proporciones de cada átomo por 3 obtendremos valores enteros para todos los átomos.

C = (1.0)*3 = 3 H = (1.333)*3 = 4 O = (1.0)*3 = 3

Es decir C3H4O3 Esta es nuestra fórmula empírica para el ácido ascórbico. ¿Pero y la fórmula molecular? Nos dijeron que la masa molecular de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuál es la masa molecular de nuestra fórmula empírica? (3*12.011)+(4*1.008)+(3*15.999)=88.062 uma

El peso molecular de nuestra fórmula empírica es significativamente menor que el valor experimental. ¿Cuál será la proporción entre los dos valores?

(176 uma / 88.062 uma) = 2.0 Parece que la fórmula empírica pesa esencialmente la mitad que la molecular. Si multiplicamos la fórmula empírica por dos, entonces la masa molecular será la correcta. Entonces, la fórmula molecular será:

2* C3H4O3 = C6H8O6 • Determinación a partir de la

composición Cuando conocemos la manera en que una serie de sustancias reaccionan entre sí, es factible determinar cuantitativamente como reaccionaron y así poder calcular características cuantitativas de estas. Entre otras, su fórmula y hasta su fórmula molecular en caso de conocer el peso molecular de la sustancia. A esto se le conoce como análisis cuantitativo. Análisis de combustión Cuando un compuesto que tiene H y C se quema en presencia de O2 en un aparato especial, todo el carbono se convierte en CO2 y el hidrógeno en H2O. La cantidad de carbono producida se determina midiendo la cantidad de CO2 producida. Al CO2 lo atrapamos usando el hidróxido de sodio, de manera que podemos saber cuanto CO2 se ha producido simplemente midiendo el cambio de peso de la trampa de NaOH y de aquí podemos calcular cuanto C había en la muestra. De la misma manera, podemos saber cuanto H se ha producido atrapando al H2O y midiendo el cambio de masa en la trampa de perclorato de magnesio.

70 Química

Ejemplo: consideremos la combustión del alcohol isopropílico. Un análisis de la muestra revela que esta tiene únicamente tres elementos: C, H y O. Al quemar 0.255 g de alcohol isopropílico vemos que se producen 0.561 g de CO2 y 0.306 g de H2O. Con esta información podemos calcular la cantidad de C e H en la muestra, ¿Cuántas moles de C tenemos? Dado que un mol de CO2 tiene una mol de C y dos de O, y tenemos 0.0128 moles de CO2 en la muestra, entonces hay 0.0128 moles de C en nuestra muestra. ¿Cuántos gramos de C tenemos? ¿Cuántas moles de Hidrógeno tenemos? Dado que una mol de H2O tiene una mol de oxígeno y dos moles de hidrógeno, en 0.017 moles de H2O, tendremos 2*(0.017) = 0.034 moles de H. Como el hidrógeno es casi 1 gramo/mol, entonces tenemos 0.034 gramos de hidrógeno en la muestra. Si ahora sumamos la cantidad en gramos de C y de H, obtenemos: 0.154 gramos (C) + 0.034 gramos (H) = 0.188 gramos Pero sabemos que el peso de la muestra era de 0.255 gramos. La masa que falta debe ser de los átomos de oxígeno que hay en la muestra de alcohol isopropílico: 0.255 gramos - 0.188 gramos = 0.067 gramos (O) ¿Pero esto cuantas moles de O representa? Entonces resumiendo, lo que tenemos es:

0.0128 moles Carbono 0.0340 moles Hidrógeno

0.0042 moles Oxígeno Con esta información podemos encontrar la fórmula empírica, si dividimos entre la menor cantidad para obtener enteros:

C = 3.05 átomos H = 8.1 átomos

O = 1 átomo Si consideramos el error experimental, es probable que la muestra tenga la fórmula empírica:

C3H8O

Realiza un mapa conceptual de las formulas empíricas y moleculares.

Construye una tabla con los cálculos necesarios para obtener las fórmulas empíricas y moleculares.

Propón cinco ejemplos para la determinación de la composición y 5 a partir de datos experimental.

Compara estos ejemplos con tus compañeros de equipo.


71 Química

Compara los resultados de ejercicios con tus compañeros.

RESULTADO DE APRENDIZAJE 2.3 Balancear las ecuaciones químicas por el método Redox. 2.3.1 Las Reacciones Químicas. • Definición Un primer paso para representar lo que ocurre cuando el gas propano se quema al aire, (combustión), consiste en colocar en una ecuación, cada una de las substancias químicas involucradas en el proceso:

CH3CH2CH3+O2→CO2+ H2O

En una ecuación de este tipo, todas las substancias colocadas a la izquierda de la flecha, se llaman “Reactivos” o “Reaccionantes” y todas las substancias colocadas a la derecha, se llaman “Productos”. La flecha que separa los productos de los reactivos se lee como “Produce”. Así pues, en términos del lenguaje cotidiano, la anterior ecuación puede leerse como: “Propano mas oxígeno, produce bióxido de carbono mas agua” Una ecuación química, tal como ha sido escrita la anterior, nos dice simplemente, que “el gas metano reacciona con el oxígeno para formar bióxido de carbono y agua”. Pero en un sentido estricto, no es una ecuación, por cuanto no es una igualdad. Para que esta expresión sea realmente

una igualdad, es necesario que a cada lado de la flecha, existan las mismas cantidades de cada uno de los átomos involucrados. Balancear una ecuación, es entonces escribir la expresión de acuerdo con la Ley de la Conservación de Masa:

CH3CH2CH3+5 O2→3 CO2+4 H2O En toda Ecuación Química, los números que aparecen como “Subíndices”, se refieren siempre a la proporción de átomos de cada especie dentro de cada molécula. Los números colocados como “Coeficientes”, se refieren siempre a la proporción en que interactúan las diferentes moléculas, en una reacción particular. Nuevamente, en términos del lenguaje escrito, la anterior ecuación puede leerse ahora como: “Cuando una molécula, (o mol), de gas propano reacciona con cinco moléculas, (o moles), de oxígeno, se producen tres moléculas, (o moles), de bióxido de carbono y cuatro moléculas, (o moles), de agua” El escribir las reacciones químicas en forma de verdaderas ecuaciones matemáticas, es una habilidad que el estudiante debe desarrollar. Con frecuencia se asume el balance de ecuaciones químicas, como el producto de una actividad tortuosa o misteriosa o en el mejor de los casos, producto del asar; sin embargo, esta actividad es mas frecuente de lo que lo que pensamos: Supone que debes preparar un refrigerio para 20 personas y que cada plato debe contener 5 nueces, (5 Nu), tres camarones, (3 Ca), un limón, (1 Li) y dos papas (2 Pa). Si tomásemos cada uno de los componentes de este refrigerio como si fuesen elementos químicos, entonces la fórmula molecular de un refrigerio de este tipo podría representarse por “Nu5Ca3LiPa2“ y la ecuación de la reacción por: 100Nu+60Ca+20Li+40Pa→20 Nu5Ca3LiPa2 O simplificando,

5 Nu+3 Ca+Li+2 Pa→Nu5Ca3LiPa2

72 Química

Obsérvese que el balance de esta ecuación es necesario para tener conciencia de las proporciones individuales de cada ingrediente, al momento de servir cada plato y para conocer la cantidad de cada uno de los ingredientes al momento de realizar las compras, (entiéndase, estequiometría). Gracias al gran sentido de las proporciones que tienen nuestras madres, siempre nos levantamos satisfechos de la mesa y podemos reflexionar entonces, sobre cosas tales como, el origen de las posibles asociaciones entre la química y el arte culinario. Combustión del Propano Oxidación del hierro

Foto • Tipos Precipitación Las reacciones de precipitación son un tipo particular de reacciones en fase acuosa, que se caracterizan por la formación de un producto insoluble a partir de dos substancias que se hallan en solución; el producto insoluble recibe el nombre genérico de "precipitado" y en general se le da este nombre, a cualquier producto insoluble que se desprende de una solución y se separa por decantación. Sistema NaCl + AgNO3 AgCl

Las siguientes ecuaciones describen algunos ejemplos de reacciones de precipitación:

Pb(NO3)2(aq)+NaI(aq)→PbI2(s)+NaNO3(aq) K3PO4(aq)+CaCl2(aq)→Ca3(PO4)2(s)+KCl(aq) AgNO3(aq)+NaCl(aq)→AgCl(s)+NaNO3(aq)

Esta forma de representar las reacciones químicas, se conoce como "Ecuaciones Moleculares", debido a que en ellas se escriben cada una de las substancias como si en el medio acuoso, realmente existiesen estas especies en su forma molecular. Aun cuando esta forma de escribir las reacciones es útil por cuanto describen la identidad de los reaccionantes y de los productos, dicha notación es inexacta en la medida en que no describe lo que realmente ocurre en la solución. En primer lugar, en medio acuoso, ninguna de estas especies existe como unidad molecular sino como iones individuales. En segundo lugar, estas reacciones ocurren entre especies iónicas, es decir, solo intervienen o participan del proceso, unos pocos iones. Los iones existen no solo en solución sino además, en estado gaseoso y en el sólido cristalino. Frecuentemente se emplean ecuaciones iónicas para representar los cambios químicos, porque mediante esta forma se puede entender mejor la esencia del proceso. Así, por ejemplo, en la tercera ecuación, los iones sodio y nitrato son superfluos en la reacción, no participan de ella y en verdad, la reacción ocurre exactamente igual entre soluciones de sulfato de plata y cloruro de potasio. Una forma mas precisa de escribir estas mismas reacciones, es mediante "Ecuaciones Iónicas", en las cuales aparecen solamente las especies iónicas involucradas:

Pb2+(aq)+I-(aq)→PbI2(s) PO43-(aq)+Ca2+(aq)→Ca3(PO4)3(s)

Ag+(aq)+Cl-(aq)→AgCl(s)

Algunos ejemplos típicos de reacciones de precipitación los constituyen la formación de estalactitas a partir de soluciones saturadas de carbonato de calcio en algunas cavernas, la precipitación de carbonatos en una planta de sosa cáustica y la precipitación de oxalato de calcio en los cálculos renales. Sistema KI + Pb(NO3)2 PbI2 Foto

73 Química

Combustión Los elementos combustibles de la mayoría de las sustancias combustibles son, el carbono, el hidrógeno y una pequeña cantidad de azufre. Los cálculos se realizan mediante algunas reacciones químicas de estas sustancias con el oxígeno, teniendo en cuenta que: a) El combustible es un único compuesto químico, (sustancia pura), o bien una mezcla de sustancias puras, (mezcla de gases combustibles). b) El combustible, si es un líquido o un sólido, (fuel, carbón, etc.), es una mezcla de diversos compuestos cuya composición química se puede determinar. En cualquier caso, los elementos combustibles son sólo el C, H2 y S y las reacciones de combustión se pueden reducir, cuando se trata de combustibles sólidos o líquidos, a las tres siguientes:

Los gases que se desprenden del combustible sólido son hidrocarburos ligeros CH4, pesados C2H4, C2H2, C6H6 y en algunos casos el CO y el SO2, de forma que:

Si la combustión es incompleta algunos gases combustibles escapan sin arder, encontrándose en los humos gases como el CO y algunos hidrocarburos. En general, el oxígeno debe ser abundante para que la combustión sea lo más

completa posible, por lo que es necesario exista aire en exceso. Un elevado exceso de aire es desfavorable porque disminuye la temperatura de combustión, arrastrando, además, un elevado número de calorías que se pierden por los humos, al tiempo que se provoca la aparición de los NOx. Combinación (Síntesis) Es un fenómeno químico, y a partir de dos o más sustancias se puede obtener otra (u otras) con propiedades diferentes. Para que tenga lugar, debemos agregar las sustancias a combinar en cantidades perfectamente definidas, y para producirse efectivamente la combinación se necesitará liberar o absorber calor (intercambio de energía). Ejemplos: una cierta cantidad de cobre reaccionará con el oxígeno del aire cuando se le acerque la llama de un mechero, entonces se combinan el cobre y oxígeno, gracias a la energía proporcionada por el calor de la llama del mechero.

S + Fe = FeS Azufre calor hierro sulfuro de hierro (II)

Para que se posible la reacción química entre el S y el Fe es fundamental entregarles calor. Descomposición Es un fenómeno químico, y a partir de una sustancia compuesta (formada por 2 ó más átomos), puedo obtener 2 ó más sustancias con diferentes propiedades. Ejemplos: al calentar óxido de mercurio, puedo obtener oxígeno y mercurio; puedo hacer reaccionar el dicromato de amonio para obtener nitrógeno, óxido crómico y agua.

(NH4)2Cr2O7 → N2 + 4H2O + Cr2O3 dicromato de amonio nitrógeno agua óxido

crómico

74 Química

Para que sea posible la reacción química de descomposición del dicromato de amonio debe haber calor. Sustitución Simple En las reacciones de sustitución sencilla, un elemento reacciona reemplazando a otro en un compuesto. Las reacciones de sustitución sencilla también se llaman reacciones de reemplazo, de sustitución o de desplazamiento. En este texto se describirán dos tipos generales de reacciones de sustitución sencilla: 1. Un metal (A) sustituye a un ion metálico en su

salo ácido. B puede ser un ion metálico o ion hidrógeno.

A + BZ → AZ + B

2. Un no metal (X) sustituye a un ion no metálico en su salo ácido. B puede ser un ion metálico o un ion hidrógeno.

X + BZ → BX+Z

En el primer caso, la sustitución depende de uno de los dos metales que intervienen en la reacción, A y B. Es posible acomodar los metales en un orden que se llama serie electromotriz o de actividad. Cada elemento de la serie desplazará a cualquier otro, que lo siga, de su sal o ácido. Por ejemplo, el zinc desplazará a los iones de cobre (Il) de una sal de cobre(ll) corno puede ser el sulfato de cobre(II), CuSO4. Aunque el hidrógeno no es un metal, está incluido en esta serie: Li, K, Ha, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H),

Cu, Hg, Ag, Au En términos generales, todos los metales anteriores al hidrógeno desplazarán a los iones hidrógeno que formen parte de un ácido. Los metales más reactivos (U, K, Ha, Ca y Na) sustituyen a un hidrógeno del agua para formar el hidróxido metálico y gas hidrógeno. Deberás ser capaz de completar y balancear las ecuaciones de reacción

de sustitución sencilla utilizando esta serie y de clasificar el tipo de reacción. En el segundo tipo de reacción de sustitución sencilla, cuando un no-metal desplaza al otro no-metal de su sal o ácido, la reacción depende de los dos metales involucrados, X y Z. Existe una serie semejante a la serie electromotriz o de actividad para los no metales halógenos –F2 Cl2, Br2 y I2. El bromo desplaza a los iones yoduro de una sal yoduro en solución acuosa, el cloro desplazará al ion bromuro o al ion yoduro y el flúor desplazará a cualquiera de los tres iones halógenos. Esta serie sigue la disminución en las propiedades no metálicas en la familia de los halógenos de acuerdo con la tabla periódica. Doble Sustitución En las reacciones de doble sustitución participan dos compuestos en la reacción, el ión positivo (catión) de un compuesto se intercambia con el ion positivo (catión) del otro compuesto. En otras palabras, los dos iones positivos intercambian iones negativos (aniones). Las reacciones de doble sustitución también se llaman de metátesis que significa "un cambio en el estado, en la sustancia o en la forma" o reacción de doble descomposición. Esta reacción se representa con la ecuación general:

AX + BZ → AZ + BX En las reacciones de doble sustitución hay cuatro partículas separadas A, X, B y Z mientras que en las reacciones de sustitución sencilla sólo hay tres, A, B y Z. En las reacciona de doble sustitución las partículas son iones, mientras que en las de sustitución sencilla A no es un ion, sino un metal o no metal libre. Las reacciones de sustitución sencilla dependen de la serie electromotriz o de actividad, lo que no sucede con las reacciones de doble sustitución. Las reacciones de doble sustitución por lo general se llevarán a cabo si se cumple una de las tres condiciones siguientes:

75 Química

I. Si se forma un producto insoluble o ligeramente soluble (precipitado). 2. Si se obtienen como productos especies débilmente ionizadas. La especie más común de este tipo es el agua. 3. Si como producto se forma un gas. El tipo más común de reacción de doble sustitución pertenece a la primera de las tres clases. Durante la reacción se produce un precipitado, un sólido que aparece en solución, debido a que, uno de los productos es insoluble (o ligeramente soluble) en agua. Para indicar la formación de este precipitado ecuación se incluye una (s) junto al compuesto, como en AgCI(s). • Representación Una ecuación química usa los símbolos y fórmulas químicas de los reactivos y productos, y otros términos simbólicos para representar una reacción química. Las ecuaciones se escriben siguiendo este formato: 1. Los reactivos se separan de los productos con una flecha que indica el sentido de la reacción. Una flecha doble indica que la reacción se efectúa en ambas direcciones y establece un equilibrio entre los reactivos y los productos. 2. Los reactivos se colocan a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha. Un signo más (+) se coloca entre cada reactivo y entre cada producto, cuando es necesario. 3. Las condiciones necesarias para efectuar la reacción pueden, si se desea, colocarse arriba o abajo de la flecha o signo de igualdad. Por ejemplo, una letra delta mayúscula (∆) colocada sobre la flecha indica que se suministra calor a la reacción. 4. Se colocan coeficientes (números enteros) frente a los símbolos de las sustancias (por ejemplo, 2H2O) para equilibrar o balancear la ecuación e indicar el número de unidades fórmula (átomos, moléculas, moles, iones) de cada sustancia que

reacciona o que se produce. Cuando no se indica número alguno, se sobreentiende que se trata de una unidad fórmula. 5. El estado físico de las sustancias se indica mediante los siguientes símbolos: (s) para el estado sólido (I) para el estado líquido (g) para el estado gaseoso (aq) para sustancias de solución acuosa. Símbolo Significado

→ Da (dan), producen (apunta hacia los productos)

↔ Reacción reversible; equilibrio entre reactivos y productos

↑ Gas que se desprende (se marca después de la sustancia)

↓ Sólido o precipitado que se forma (se marca después de la sustancia)

(s) Estado sólido (se escribe después de la sustancia)

(I) Estado líquido (se escribe después de la sustancia)

(g) Estado gaseoso (se escribe después de la sustancia)

(aq) Solución acuosa (sustancia disuelta en agua)

∆ Calor

+ Más, o se agrega a (al aparecer entre dos sustancias)

Elabora en equipo un cuadro sinóptico sobre los

tipos de reacciones. Observa e identifica en casa los tipos de reacciones

químicas que se presentan cotidianamente.

Realiza la representación esquemáticamente de las

reacciones que identificaste. Compara los resultados de ejercicios con tus

compañeros.

76 Química

2.3.2 Balanceo de Ecuaciones de Oxidación - Reducción.

En esta sección se estudiará el balanceo de ecuaciones, para poder saber cuantificar los reactivos y los productos de una reacción química se requiere que la ecuación que la representa esté debidamente “balanceada”. Este proceso consiste en que los átomos de los reactivos y de los productos sean iguales en cantidad, para cumplir con la Ley de la conservación de la materia. El balanceo de ecuaciones es el procedimiento que nos permite igualar cuantitativamente los átomos de los elementos presentes en los reactivos y en los productos de una reacción química. Por lo tanto, es necesario encontrar, por cualquier método, tanteo, oxidación-reducción (redox), algebraico o ion-electrón, los valores numéricos enteros más pequeños correspondientes a los coeficientes a, b, c y d, de la ecuación general señalada con anterioridad: aA + bB cC + dD • Estados de Oxidación El número de oxidación de un átomo, también llamado estado de oxidación significa el número de carga que tendrá un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente. Por ejemplo, las ecuaciones para la formación de HCl Y SO2 se podrían escribir como: 0 0 1+1-

H2(g)+Cl2(g) → 2HCl(g) 0 0 4+2-

S(s)+O2(g) → SO2(g) Los números colocados encima de los símbolos de los elementos son los números de oxidación. En ninguna de las dos reacciones hay cargas en los átomos de las moléculas de reactivos Por tanto, su número de oxidación es cero sin embargo, para las moléculas de los productos se supone que ha habido una transferencia completa de electrones y los átomos ganaron o perdieron

electrones. Los números de oxidación reflejan el número de electrones “transferido”. Los números de oxidación permiten identificar enseguida los elementos que se han oxidado y reducido. Los elementos que muestran un aumento en el número de oxidación, el hidrogeno y el azufre en los ejemplos anteriores, sean oxidado el cloro y el oxígeno sean reducido por lo que sus números de oxidación son menores que al inicio de la reacción. Observe que la suma de los números de oxidación del H y del Cl en el HCl (+1 y -1) es cero. Asimismo, si se añaden cargas (+4) en el S y en los dos átomos de O [2x(-2)], el total es cero. La razón de esto es que las moléculas de HCl y SO2 son neutras y por tanto se deben cancelar las cargas. En este manual se utilizan las siguientes reglas para asignar el número de oxidación: 1. En los elementos libres (es decir, en estado no

combinado), cada átomo tiene un numero de oxidación de cero. Así, cada átomo en H2, Br2, Na, Be, K, O2, P4 tiene el mismo número de oxidación: 0

2. Para los iones constituidos por un solo átomo (es decir, iones monoatómicos), el número de oxidación es igual a la carga del ion. Entonces, el ion Li+ tiene un número de oxidación de +1; el ion Ba+2, +2; el ion Fe+3, +3; el ion I-, -1; el ion O-2, -2 y así sucesivamente. Todos los metales alcalinos tiene un número de oxidación de +1 y todos los metales alcalinotérreos tienen un número de oxidación de +2 en sus compuestos. El aluminio tiene un número de oxidación de +3 en todos sus compuestos.

3. El número de oxidación del oxígeno es -2 en la mayoría de los compuestos, por ejemplo, MgO y H2O, pero en el peróxido de hidrógeno (H2O2) y el ion peróxido (O2

-2) es -1. 4. El número de oxidación del hidrogeno es +1,

excepto cuando esta enlazados con metales en compuesto binarios. En estos casos (por ejemplo, LiH, NaH, CaH2), su número de oxidación es -1.

5. El flúor tiene un número de oxidación de -1 en todos sus componentes. Los otros halógenos

0 0 +1 -1

77 Química

(Cl, Br, I) tienen números de oxidación negativos cuando se encuentran como iones halogenuros en los compuestos. Cuando están combinados con oxígeno, por ejemplo en los óxidos y oxianiones, tienen números de oxidación positivos.

6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todo los átomos debe de ser 0. En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos los elementos debe ser igual a la carga neta del ion. Por ejemplo, en ion amonio, NH4

+, el número de oxidación del N es -3 y del H es +1. Por tanto, la suma de los números de oxidación es -3 +4 (+1) = +1, que es igual a la carga neta del ion.

7. Los números de oxidación no tienen que se enteros. Por ejemplo, el número de oxidación del O en el ion superóxido, O2

- es -1/2. Ejemplo: Asigne el número de oxidación a todos los elementos de los siguientes compuestos y en el ion:

a) Li2O b) HNO3 c) Cr2O7

-2 Para asignar el número de oxidación de los elementos se hace referencia a las reglas anteriores. Recuerde que la suma de los números de oxidación de los elementos en una especie a la carga neta de dicha especie

a) De acuerdo con la regla 2, se ve que litio tiene el número de oxidación de +1 (Li+) y el oxígeno tiene el número de oxidación de -2 (O-2).

b) Esta es la formula del ácido nítrico que, en solución, forma un ion H+ y un ion NO3

-. De la regla 4 se ve que el H tiene un número de oxidación de +1 por tanto, el otro grupo (el ion nitrato) debe tener un número de oxidación de -1. Puesto que el oxígeno tiene un número de oxidación de -2, el número de oxidación del nitrógeno (señalado como x) esta dado por

-1 = x + 3 (-2) x = +5

c) De la regla 6, se ve que la formula de los

número de oxidación en el ion Cr2O7-2 debe

ser -2. Se sabe que el número de oxidación del O es -2, así que todo lo que resta es determinar el número de oxidación del Cr, el cual se llamar y. La suma de los número de oxidación del ion es:

-2 = 2 (y) + 7 (-2)

y = +6 • Método de Tanteo Para ejemplificar este método se muestra cómo balancear por tanteo la reacción entre la hidracina y el tetraóxido de dinitrógeno:

aN2H4(i) + bN204(i) →cN2(g) + dH20(g) (hidracina) Inicialmente procedemos a indicar el número de átomos de cada elemento, antes y después de la reacción, para posteriormente encontrar los valores de los coeficientes a. b, c y d.

N2H4 + N2O4 → N2 + H2O Total átomos en reactivos:= Total átomos en productos N:_____ N:_____ N:_____ H:_______ H:_____ O:_____ O:______ Las cantidades de átomos de los diferentes elementos que aparecen en los reactivos deben ser iguales a las cantidades de átomos de esos mismos elementos en los productos. Por lo tanto para comenzar la igualación se recomienda iniciar por los elementos que aparecen menos veces, en este caso el hidrógeno o el oxígeno. Comenzaremos con el oxígeno. En los reactivos se tienen 4 átomos de oxígeno y en los productos se tiene sólo 1 átomo de este elemento. Por lo tanto multiplicaremos por 4 a las moléculas de agua:

78 Química

N2H4(l) + N204(l) → N2(g) + 4H2O(g)

Se observa que en los reactivos se tienen 4 átomos de hidrógeno y en los productos se tienen 8 átomos del mismo. Por lo tanto multiplicaremos por 2 la molécula de hidracina, con lo que tendremos:

2N2H4(i) + N204(i) → N2(g) + 4H20(g)

El número de átomos de nitrógeno en los reactivos es 6, mientras que en los productos es 2. Entonces, multiplicamos por 3 las moléculas de nitrógeno y obtenemos:

2N2H4(l) + N204(l) → 3N2(g) + 4H20(g)

Revisemos los resultados hasta aquí obtenidos. Indica el número de átomos de cada elemento en los reactivos y productos en la reacción:

2N2H4(l) + N204(l) → 3N2(g) + 4H20(g)

Total átomos en reactivos: = Total átomos en productos

N:_______ N:________ O:_______ O:________ H:_______ H:________

De esta manera queda balanceada la ecuación, misma que nos indica que 2 moléculas de hidracina reaccionan exactamente con 1 molécula de tetróxido de nitrógeno, para producir 3 moléculas de nitrógeno molecular gaseoso y 4 moléculas de agua. Estos valores corresponden a los coeficientes a, b, c, d, y son los mínimos. Esto quiere decir que la ecuación podrá quedar balanceada con otros números, siempre que sean múltiplos enteros de ellos, así

4N2H4(I) + 2N204(I) → 6N2(g) + 8H20(g)

Observa que con estos coeficientes, la ecuación también quedó balanceada.

• Método Algebraico Este método esta basado en la aplicación del álgebra. Para balancear ecuaciones se deben considerar los siguientes puntos 1) A cada fórmula de la ecuación se le asigna una literal y a la flecha de reacción el signo de igual. Ejemplo:

Fe + O2 →Fe2O3 A B C 2) Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación algebraica

Para el Fierro A = 2C Para el Oxigeno 2B = 3C

3) Este método permite asignarle un valor (el que uno desee) a la letra que aparece en la mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C Por lo tanto si C = 2 Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos:

2B = 3C 2B = 3(2) B = 6/2 B = 3

Los resultados obtenidos por este método algebraico son:

A = 4 B = 3 C = 2

Estos valores los escribimos como coeficientes en las formulas que les corresponden a cada literal de la ecuación química, quedando balanceada la ecuación:

4Fe + 3O2 → 2 Fe2O3

Otros ejemplos:

79 Química

HCl + KMnO4 →KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 A B C D E F

• A = 2E Cl) A = C + 2D + 2F

• B = C Mn) B = D O) 4B = E

Si B = 2 4B = E 4(2) = E E = 8 B = C C = 2 B = D D = 2 A = 2E A = 2 (8) A = 16 A = C + 2D + 2F 16 = 2 + 2(2) + 2F F = 10/2 F = 5 16HCl + 2KMnO4 → 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2 • Método Redox El método por tanteo utilizado para igualar las ecuaciones químicas se vuelve insuficiente para ecuaciones tan complicadas como en las que interviene un intercambio de electrones. En ellas, además de considerarse el principio de conservación de la materia, debe contemplarse el de "conservación de la carga”; en donde todos los electrones cedidos por el agente reductor (elemento que se oxida) deben ser ganados por el agente oxidante (elemento que se reduce). Existen dos métodos de balanceo que se basan en estos principios y son: el del cambio en el número de oxidación, del cual nos ocuparemos ahora. Antes de estudiar este método de balanceo es necesario conocer los conceptos oxidación y reducción. En una reacción química de oxidación-reducción dos elementos se combinan para dar lugar a la

formación de un compuesto, uno de ellos cede electrones y el otro los gana, así en la reacción:

M + X MX Uno cede electrones y el otro los gana y puede interpretarse de la siguiente manera:

M -n e- Mnn+ (catión) X + ne- Xnn- (anión)

En el primer caso ocurre una oxidación (pérdida de electrones) de un elemento M, que casi siempre es un metal. A ésta se le llama media reacción de oxidación. En el segundo caso ocurre una reducción (ganancia de electrones) de un elemento X, que siempre es un no metal. A ésta se le llama media reacción de reducción. Por esto, a los metales se les llama reductores, pues al ceder electrones reducen el número de oxidación de los no metales, de cero a valores numéricos negativos. A los no metales (elementos que se encuentran a la derecha en la tabla periódica, en su forma larga) se les llama oxidantes, porque al ganar electrones. Aumentan el número de oxidación de los metales, de cero a valores numéricos positivos. Por ejemplo: Na0 - 1 e- ———— Na1 + (se oxida, es reductor) CI 0 + 1 e- ———— CI1- (se reduce, es oxidante) Ambos iones, al atraerse eléctricamente forman el cloruro de sodio, como se vio en la parte correspondiente a la formación del enlace químico. A continuación balancearemos, por el método del cambio en el número de oxidación, la reacción química con la que es posible obtener cloro en el laboratorio. KMn04(ac) + HCI(ac) KCI(ac) + MnCl2(ac) + Cl2(g) + H2O(l) En ella reaccionan dos sustancias químicas, una oxidante, el permanganato de potasio y una reductora, el ácido clorhídrico.

80 Química

Para proceder a balancearla seguiremos los siguientes pasos: 1. Este método se aplicará solamente cuando en la reacción haya cambios en el número de oxidación. 2. Las fórmulas de las sustancias que intervienen en ella deberán estar escritas en forma correcta. 3. Asignar a cada elemento de la ecuación su número de oxidación, obedeciendo a las reglas señaladas anteriormente, conviene escribirlos sobre cada uno de los elementos que intervienen en la reacción, así: K1+Mn7+042"+H1+Cl1- K1+CI1- + Mn2+ Cl1- + Cl20+ H2

1+O2-

Observa que la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos que forman parte de un compuesto es igual a cero. Lo cual indica que se ha cumplido el paso 2. El número de oxidación de un elemento en su estado fundamental (cloro) es cero. En todos los casos es muy importante cumplir con la regla de la electroneutralidad. 4. Identificar qué elementos cambian en la reacción su número de oxidación y escribir la media reacción de reducción y oxidación respectivamente.

Mn7+ Mn2+ (REDUCCIÓN)

2Cl1- Cl20 (OXIDACIÓN) Es conveniente igualar de una vez el número de átomos de cloro en la media reacción de oxidación, teniéndose entonces que dos iones cloruro pierden cada uno un electrón para dar lugar a la formación de una molécula de cloro gaseoso. 5. Dado que en las medias reacciones de reducción y oxidación, los electrones no están en la misma cantidad, es necesario igualarlos. Multiplicando la media reacción de reducción por 2 y la media reacción de oxidación por 5 lo obtendremos, con lo que queda así:

(Mn7+ Mn2+) 2

Para obtener:

2Mn7+ 2Mn2+

y (2Cl1- Cl2

0 ) 5 Para obtener:

10Cl1- 5Cl20 Una vez igualadas las cantidades de electrones en las dos medias reacciones, se suman éstas, para obtener la ecuación que representa la reacción química total:

2Mn7+ 2Mn2+

10Cl1- 5Cl2

2Mn7+ + 10Cl1- 2Mn 2+ + 5Cl20

6. Los números obtenidos se llevan a la ecuación original que se desea balancear, colocándolos como coeficientes del compuesto donde se encuentra el elemento que cambió su número de oxidación, según corresponda:

2KMnO4 + 10HCl- KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + H2O

7. Como puedes observar la ecuación aún no está balanceada, por lo que tiene que utilizarse el método de tanteo para terminar de igualar las cantidades de los elementos que hacen falta. Hasta ahora, el manganeso es el único elemento balanceado, pero es indudable que la ecuación resultará más cómoda para su balanceo final. Trátese de modificar lo menos posible los coeficientes indicados. No es válido cambiar los subíndices en las fórmulas. En los reactivos se tienen dos átomos de potasio y en los productos se tiene sólo uno. Por lo tanto multiplicaremos por 2 el KCI.

+10e- -2e-

81 Química

2KMn04 + 10HCI 2KCI + 2MnCl2 + 5Cl2 + H2O

En los reactivos se tienen ocho átomos de oxígeno y en los productos sólo uno. Por lo tanto, multiplicar por 8 las moléculas de agua.

2KMn04+10HCI 2KCI + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

En los productos se tienen dieciséis átomos de hidrógeno y en los reactivos sólo diez. Cambiar el coeficiente 10 por el 16 Quedando así:

2KMn04+16HCI 2KCI + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

La ecuación queda finalmente balanceada. Una de las limitaciones más importantes del método estudiado es el tener que recurrir también al de tanteo, para finalmente balancear las ecuaciones químicas. Este hecho no lo detrimento, ya que el método de tanteo por sí solo es aún menos eficaz. En cambio el método redox, como también se le denomina, proporciona una idea más amplia de lo que son las reacciones químicas. • Agentes oxidantes El agente oxidante es aquel que acepta electrones, se refiere a la semireacción que implica la perdida de electrones. El Hierro.- Expuesto al aire húmedo, se corroe formando óxido de hierro hidratado, una sustancia pardo-rojiza, escamosa, conocida comúnmente como orín. La formación de orín es un fenómeno electroquímico en el cual las impurezas presentes en el hierro interactúan eléctricamente con el hierro metal. Se establece una pequeña corriente en la que el agua de la atmósfera proporciona una disolución electrolítica. El agua y los electrólitos solubles aceleran la reacción. En este proceso, el hierro metálico se descompone y reacciona con el oxígeno del aire para formar el orín. La reacción es más rápida en aquellos lugares donde se acumula el orín, y la superficie del metal acaba agujereándose.

Peróxido, compuesto químico que contiene dos átomos de oxígeno enlazados, O-O. Algunos de estos productos tienen aplicaciones importantes en tecnología química como agentes oxidantes El cromato de potasio (K2CrO4), un sólido cristalino amarillo, y el dicromato de potasio (K2Cr2O7), un sólido cristalino rojo, son poderosos agentes oxidantes utilizados en cerillas o fósforos y fuegos artificiales, en el tinte textil y en el curtido de cuero. • Agentes reductores Los elementos de transición presentan múltiples estados de oxidación que varían desde +1 hasta +8 según los compuestos. En los compuestos organometálicos, consistentes en metales unidos a especies orgánicas, los metales de transición presentan a veces estados de oxidación negativos. Los elementos de transición tienen las propiedades típicas de los metales: son maleables, dúctiles, conducen el calor y la electricidad, y tienen un brillo metálico. Tienden a actuar como agentes reductores (donantes de electrones), pero son menos activos en este sentido que los metales alcalinos y los metales alcalinotérreos, que tienen valencias +1 y +2 respectivamente. Los elementos de transición tienen por lo general densidades y puntos de fusión elevados y presentan propiedades magnéticas. Forman enlaces iónicos y covalentes con los aniones (iones cargados negativamente) y sus compuestos suelen tener colores brillantes.

El Fósforo (P) es también un importante agente reductor

Realiza una síntesis de las reglas para asignar el número de oxidación. Elabora en equipo un resumen de los pasos del balanceo por tanteo.

82 Química

Elabora en equipo un resumen de los pasos del balanceo por REDOX. Compara tus resúmenes con tus compañeros de equipo para enriquecer el trabajo. RESULTADO DE APRENDIZAJE 2.4. Calcular las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción utilizando los factores de eficiencia, pureza y exceso. 2.4.1 Estequiometría. • Definición Es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química. • Factores de conversión El factor de conversión es una fracción en la que el numerador y el denominador son medidas iguales expresadas en unidades distintas, de tal manera, que esta fracción vale la unidad. Método efectivo para cambio de unidades y resolución de ejercicios sencillos dejando de utilizar la regla de tres. Ejemplo 1: Pasar 15 pulgadas a centímetros (factor de conversión: 1 pulgada = 2,54 cm). 15 pulgadas × (2,54 cm / 1 pulgada) = 15 × 2,54 cm = 38,1 cm.

Ejemplo 2: Pasar 25 metros por segundo a kilómetros por hora (factores de conversión: 1 kilómetro = 1000 metros, 1 hora = 3600 segundos) 25 m/s × (1 km / 1000 m) × (3600 s / 1 h) = 90 km/h. En cada una de las fracciones entre paréntesis se ha empleado la misma medida en unidades

distintas de forma que al final sólo quedaba la unidad que se pedía. Unidades fundamentales, que son siete: Metro para longitud; kilogramo para masa; Segundo para tiempo; Ampere para intensidad eléctrica; Kelvin para temperatura; Candela para intensidad luminosa y; Mol para la cantidad de sustancia. Unidades derivadas que se obtienen a partir de las fundamentales, como por ejemplo; metro cuadrado para área; metro cúbico para volumen; pascal para presión, entre otras. Unidades Básicas del Sistema Internacional de

Unidades Magnitud Unidades básicas Símbolo Longitud metro m

Masa Kilogramo Kg Tiempo segundo s Energía eléctrica

ampere A

Temperatura Kelvin °K Intensidad luminosa

candela cd

Cantidad de sustancia

mol mol

Magnitud Unidades Complementarias

Símbolo

Ángulo plano radián rad Ángulo sólido esterradián sr A continuación se definen las unidades que emplearás en tu curso de Química. Unidad de longitud: metro (m). Originalmente se estableció como la diezmillonésima parte de la distancia del Polo Norte al Ecuador, la cual se grabó en una barra de platino e iridio que se encuentra depositada en la Oficina de Pesas y Medidas de París. Actualmente se define como la distancia que recorre la luz en:

1 seg. 2. 997 925 x 109

83 Química

Unidad de masa: Kilogramo (Kg). Se puede definir como la masa de 1 dm3 (1L) de agua a 40°C. El kilogramo patrón es una pieza metálica que se conserva en Francia. Unidad de tiempo: segundo (s). Se considera como una ochenta y seis mil cuatrocientosava parte (1/86400) del día solar medio y actualmente se mide con la duración de la radiación emitida por los átomos de cesio 133. Unidad de temperatura: Kelvin (K); Corresponde a una doscientos setentaitresava parte (1/273) de la temperatura del punto en el que ocurren los tres estados físicos del agua (temperatura a la que el agua coexiste en estado sólido, líquido y gaseoso). Unidad de cantidad de sustancia mol (mol). Se estableció de acuerdo con el número de partículas contenidas en 12 gramos de carbono (6.023 x 1023). Este número se conoce como el número de Avogadro.

UNIDADES DERIVADAS Unidades derivadas para las cantidades físicas

comunes Cantidad Unidad derivada Símbolo

Área metro cuadrado m2 Volumen metro cúbico m3

Densidad de masa

kilogramo por metro cúbico Kg/m3

Velocidad metro por segundo

m/s

Aceleración metro por segundo al cuadrado

m/s2

Presión pascal Pa Factores de Conversión en Masa y Molares Las conversiones de masas a moles y de moles a masas se encuentran frecuentemente en los cálculos que utilizan el concepto de mol. Estos cálculos se hacen fácilmente a través de análisis dimensional, como se ilustra en los siguientes ejercicios:

1.- Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber más de 1 mol en 538 gramos.

moles 2.99

6O

12H

6C de g 180

6O

12H

6C de mol 1

x6

O12

H6

C de 538g6

O12

H6

C de Moles

=

=

2.- Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber menos de 1 mol en 1 gramo.

moles 3-5.56x10

6O

12H

6C de g 180

6O

12H

6C de mol 1

x6

O12

H6

C de g 16

O12

H6

C de Moles

=

=

Como la masa molar de una sustancia se puede definir como la masa en gramos que pesa 1 mol de sustancia, entonces sus unidades serán g/mol. Observa que el número de moles siempre es la masa en gramos dividida entre la masa de 1 mol (masa molar), por tanto podemos expresar:

número de moles "n" =

masa en gramos de la sustancia

Masa molar de la sustancia (g/mol)

A partir de este cuadro, indica la expresión matemática que relaciona el número de moles con la masa de cualquier sustancia y con el volumen de un gas en condiciones normales. • Eficiencia o conversión Muchas reacciones no se efectúan en forma completa; es decir, los reactivos no se convierten completamente en productos. El término "rendimiento" indica la cantidad de productos que se obtiene en una reacción.

84 Química

Consideremos la preparación de nitrobenceno, C6H5NO2, por reacción de ácido nítrico, HNO3, en exceso con una cantidad limitada de benceno, C6H6. La ecuación ajustada de la reacción es :

C6H6 + HNO3 C6H5NO2 + H2O

1 mol 1 mol 1mol 1 mol

78,1 g 63,0 g 123,1 g 18,0 g

Una muestra de 15,6 gramos de C6H6 reacciona con HNO3 en exceso y origina 18,0 g de C6H5NO2. ¿Cuál es el rendimiento de esta reacción con respecto al C6H5NO2? Calcúlese en primer lugar el rendimiento teórico del C6H5NO2 de acuerdo a la ESTEQUIOMETRÍA.

2NO

5H

6C de 24.6

6H

6C de g 78.1

2NO

5H

6C g 123.1

x6

H6

C de g 152

NO5

H6

C gramos ?

=

=

Esto significa que si todo el C6H6 se convirtiera en C6H5NO2, se obtendrían 24,6 de C6H5NO2 (rendimiento del 100%); sin embargo, la reacción produce solamente 18,0 gramos de C6H5NO2, que es mucho menos que el 100%. Tus conocimientos de estequiometría aumentarán si observas que la mayor parte de las sustancias no son 100% puras. Al utilizar sustancias impuras, como generalmente lo son, han de tenerse en cuenta algunas o todas las impurezas. El término pureza (o impureza) suele indicar el "Tanto Por Ciento de Pureza"

• Pureza de reactivos La mayor parte de las sustancias que se emplean en el laboratorio no son 100% puras, poseen una cantidad determinada de otras sustancias no deseadas, llamadas impurezas. Es importante disponer de esta información antes de usar cualquier sustancia química para llevar a cabo una reacción dada. Por ejemplo, si poseemos NaCl 99,4%, sabemos que las impurezas están representando el 0,6% de la masa total, es decir de 100 g de muestra 99,4 g corresponden a NaCl y 0,6 g a impurezas. Veamos un ejemplo que nos ayudará a la comprensión del concepto de pureza: Consideremos la muestra de NaCl 99,4%. Calcule la masa de NaCl y la de impurezas presentes en 10 g.

100 g NaCl impuro ----------- 99,4 g de NaCl puro 10 g NaCl impuro -----------x = 9,94 g de NaCl puro

10 – 9,94 = 0,06 g de impurezas

Realiza un mapa conceptual de la estequiometría Realiza un cuadro resumen con los factores de conversión que estarán usando constantemente. Recopila información documental sobre las fórmulas de los factores de las reacciones. 2.4.2 Cálculo en las Reacciones Químicas. El viejo adagio "no desperdiciar, no querer" se puede aplicar de igual manera a nuestra vida diaria y en el trabajo de laboratorio. En casi todas las profesiones entra en juego la determinación de cantidades correctas. Por ejemplo, la anfitriona de una reunión determina las cantidades de alimentos y bebidas necesarias para atender a sus invitados.

85 Química

Esas cantidades las definen recetas específicas, y también el conocimiento de las preferencias y gustos de los huéspedes. Una modista determina la cantidad de material, forro y encaje, necesaria para confeccionar un vestido para su cliente, tomando como base un patrón o su propia experiencia. Un colocador de alfombras determina calculando áreas- las cantidades correctas, de alfombra y tapiz necesarios para remodelar la casa de su cliente. Las autoridades hacen- darías calculan la deducción correcta que debe aparecer en las nóminas, por concepto de impuestos federales, tomando como base el ingreso anual esperado por cada persona. También, el químico realiza el cálculo de cantidades de productos o de reactivos, usando ecuaciones químicas balanceadas. Con dichos cálculos puede controlar la cantidad de producto, escalando la reacción hacia arriba o hacia abajo para ajustarse a las necesidades de sus investigaciones, y con ello puede reducir al mínimo el desperdicio o formación de exceso de sustancias durante la reacción. Controlar la cantidad de producto, escalando la reacción hacia arriba o hacia abajo para ajustarse a las necesidades de sus investigaciones, y con ello puede reducir al mínimo el desperdicio o formación de exceso de sustancias durante la reacción. • Reacciones Ideales Se entiende como reacción ideal a aquella en donde todos los reactivos reaccionaran como debe de ser, es decir, de acuerdo a las porciones pondérales que implique el proceso (ESTEQUIOMETRÍA) reaccionará el 100% del reactivo puro, obteniéndose el 100% de producto • Reacciones Reales La reacción real solo es aquella en donde obedeciendo a los factores externos e internos de los reactivos será el total del producto que se obtiene, en su caso será menor al 100%.

Imagínate que estas trabajando sobre la forma de mejorar el proceso mediante el cual el mineral de hierro, que contiene Fe2O3 , se convierte en hierro. En sus ensayos, realiza la reacción siguiente a escala de laboratorio:

Fe2O3 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) a) Si parte de 150 g de Fe2O3 como reactivo limitante, ¿cuál es el rendimiento teórico de hierro? (b) Si el rendimiento real de Fe en su ensayo fue de 87.9 g, ¿cuál fue el porcentaje de rendimiento? (a) rendimiento teórico: (b) % rendimiento • Reactivo Limitante y en Exceso En muchos procesos químicos se usan cantidades de reactivos tales que, según la ecuación química, la de uno de ellos está en exceso respecto a la de otro. La cantidad del o los productos que se formen en ese caso dependerá del reactivo que no está en exceso. Por esta razón, al reactivo que no está en exceso se le llama reactivo limitante, porque es el que limita la cantidad de producto que se puede obtener. Veamos el caso que se muestra. ¿Cuántas bicicletas se pueden armar con ocho ruedas, tres pedales y cuatro cuadros? En este caso, el reactivo limitante es la cantidad de pedales. Esa parte es la que limita la cantidad de bicicletas que se pueden armar. Las ruedas y los cuadros son reactivos en exceso. Ahora pasemos a un caso químico, en el que se mezclan soluciones que contienen 1.0 mol de hidróxido de sodio y 1.5 mol de ácido clorhídrico:

NaOH + HCI → NaCI + H20 1mol 1 mol 1 mol 1 mol Según la ecuación, es posible obtener 1.0 mol de NaCI a partir de 1.0 mol de NaOH, y 1.5 mol de NaCI a partir de 1.5 mol de HCl. Sin embargo, no

86 Química

se pueden tener dos rendimientos distintos de NaCI con esa reacción. Cuando se mezclan 1.0 mol de NaOH con 1.5 mol de HC1, no hay suficiente NaOH para reaccionar con todo el HC1. En consecuencia, el HCl es el reactivo en exceso y la NaOH es el reactivo limitante. Como la cantidad de NaCI que se forma depende del reactivo limitante, sólo se formará 1.0 mol de NaCl. Si 1.0 mol de NaOH reacciona con 1.0 mol de HCI, 0.5 mol de HCl quedará sin reaccionar: Casi siempre, los problemas donde se dan las cantidades de dos o más reactivos son del tipo de reactivo limitante y existen varios métodos para identificarlos en una reacción química. En el método más directo se necesitan dos pasos para determinar al reactivo limitante ya la cantidad de producto formado 1. Se calcula la cantidad de producto (moles o gramos, según se necesite) que se pueda formar a partir de cada reactivo. 2. Se determina cuál reactivo es el limitante. (Es el reactivo que origina la cantidad mínima de producto; los demás reactivos están en exceso. El reactivo limitante determinará la cantidad de producto que se formará en la reacción).Sin embargo, a veces será necesario calcular la cantidad del reactivo, en exceso. 3. Esto se puede hacer calculando primero la cantidad del reactivo en exceso que se requiere para reaccionar con el reactivo limitante. A continuación se resta el resultado del reactivo inicial. La diferencia es la cantidad de esa sustancia que queda sin reaccionar.

Realiza un mapa conceptual de las reacciones químicas ideales. Recopila información documental sobre los cálculos necesarios para obtener los reactivos que intervienen en las reacciones reales. Realiza los cálculos necesarios para obtener la deficiencia de una reacción.

Investiga como se determinan el por ciento de reactivo en exceso en una reacción. Ejercicios 1.- Completa la siguiente tabla de los cationes monoatómicos:

Fórmula Nombre Otro nombre K+ Fr+ ion calcio Fe2+ ion férrico Fe3+ ion plomo (IV) ion cuproso

2.- Completa la siguiente tabla de los iones poliatómicos:

Fórmula Nombre #oxidación metal o no-

metal

Carga total del

oxianión SO4-2 ion silicato

ion carbonato

+4 (+4) + 3(-2) = -2

HCO3 -

HPO4 -2 ion ortofosfato ácido

ion ortofosfato diácido

3.- Completa la siguiente tabla hidrácidos:

Fórmula Nombre Otro nombre HBr Ácido

yodhídrico

4.- Escribe el significado de los siguientes prefijos o sufijos –ico (acido) –ato –ito –oso

87 Química

hipo- hidro per- 5.- Escribe la formula de cada uno de los siguientes iones.

sulfato nitrato carbonato cloruro clorito bromato bromito perbromato carbonato ácido (bicarbonato)

6.- Escribe el nombre correcto de cada uno de los siguientes compuestos: a) ClO2 b) P2S5 c) N2O5 d) N20 e) SO2 f) CO g) P4O6 h) CO2 I) N2O4 J) SO3 7.- Completa la siguiente tabla escribiendo la fórmula correcta de los compuestos que se forman al combinarse los siguientes cationes y aniones:

cloruro

carbonato sulfato fosfato

Potasio Hierro(III) Aluminio

8.- En cada uno de los siguientes compuestos químicos, indica el número de oxidación del elemento subrayado. Nómbralos según la nomenclatura basada en Stock KMnO4 TiO2 K3AsO3 CaSO4 CaF2 LiIO CsNO2 K2SnO2 NaHCO3 Cl2O7 Na2CO3 Ca(ClO3)2 HNO3 KH2 RbI

PO4 HF NaClO NiCl2

9.- Calcula la masa molecular de cada de las siguientes sustancias: a) CH4 b) H20 c) H202 d) C6H6 e) PCl5 10.- ¿Cuántos moles de átomos de Cu se obtienen cuando reaccionan 3 moles de átomos de Zn con cantidad suficiente de sulfato cúprico? 11.- ¿Cuántos moles de átomos de Fe y cuantos moles de CO2 se obtienen cuando reaccionan 1 mol de CO con cantidad suficiente de oxido férrico? 12.- ¿Cuántos moles de agua y de sulfuro ácido de calcio se obtienen cuando se hacen reaccionar 6 moles de Ca(OH)2 con 3 moles de ácido sulfhídrico? 13.- En algunas ocasiones se ha sospechado que el MSG (glutamato monosódico), resaltador de sabor de uso generalizado, provoca cáncer. Su composición en masa es: 35.51% de C, 4.77% de H, 37.85% de 0, 8.29% de N y 13.60% de Na. ¿Cuál es la fórmula molecular si su masa molecular es de 169 daltones? 14.- ¿Cuál es la masa en gramos de 13.2 uma? ¿A cuantas uma equivalen 8.4 g? 15.- ¿Cuántos moles de átomos de cobalto hay en 6.00 X 109 de átomos de Co? 16.- ¿Cuál es la masa en gramos de 1.00 X 1012 átomos de plomo? ¿Cuántos átomos están presentes en 3.14 mg plomo? 17.- Calcula la masa molar de la clorofila (C55H72MgN405), un pigmento verde de las plantas, que participa en el proceso de la fotosíntesis.

88 Química

18.- Un producto secundario de la reacción que infla las bolsas de aire para automóvil es sodio, que es muy reactivo y puede encenderse en el aire. El sodio que se produce durante el proceso de inflado reacciona con otro compuesto que se agrega al contenido de la bolsa, KNO3, según la reacción 10Na + 2KNO3 K2O + 5Na2O + N2 ¿Cuántos gramos de KNO3 se necesitan para eliminar 5.00 g de Na? 19.- Con base en la fórmula estructural siguiente, calcule el porcentaje de carbono presente. (CH2CO)2C6H3(COOH) 20.- La progesterona es un compuesto común de la píldora anticonceptiva. Si su fórmula es C12H30O2, ¿cuál es su composición porcentual? 21.- Determina la fórmula mínima de un compuesto que presenta la siguiente composición centesimal: Cl, 52.509%, y S, 47.488%. 22.- A partir de los siguientes datos calcula la fórmula mínima de un compuesto que contiene 25.92% N y 74.07% O. 23.- Cuál es la fórmula molecular del compuesto siguiente? fórmula empírica CH, masa molar 78 g/mol 24.- Desdobla las siguientes ecuaciones en semirreacciones de oxidación y reducción: Cl2 + 2.FeCl2 → 2.FeCl3 H2 + CuO → H2O + Cu 2.Na + 2.H2O → 2.NaOH + H2 2.Na + Cl2 → 2.NaCl 25.- Indique cuales de las siguientes ecuaciones representan reacciones del tipo Redox: Zn + HCl → ZnCl2 AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl H2SO4 + CaCO3 → CaSO4 + H2CO3

26.- Balance de Ecuaciones. FeCl3 + H2S → FeCl2 + S + HCl K2Cr2O7 + H2SO4 →K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O + O2 Fe2O3 +CO → Fe + CO2 NH4+ +NO2� → N2 + H2O FeCl3 +Zn → FeCl2 + ZnCl2 Fe+H+ +ClO4�→Fe3++ Cl2 +H2O PbS + HNO3 → Pb(NO3)2 + NO2 + S + H2O Zn+HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4(NO3)+H2O 27.- El estaño (Sn) existe en la corteza terrestre, como SnO2. Calcule la composición porcentual en masa de Sn y de O en el SnO2. 28.- Todas las sustancias que aparecen a continuación se utilizan como fertilizantes, que contribuyen a la nitrogenación del suelo. ¿Cuál de ellas representa una mejor fuente de nitrógeno, de acuerdo a su composición porcentual en masa? Urea (NH2)2CO Nitrato de amonio, NH4NO3 Guanidina, HNC(NH2)2 Amoniaco, NH3 ¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es alrededor de 162 g? 29.- El peroxiacilnitrato (PAN) es uno de los componentes del esmog. Esta formado por C, H, N y O. Determine la composición porcentual del oxígeno y la formula empírica, a partir de la siguiente composición porcentual en masa: 19.8% de C, 2.50 de H y 11.6 de N 30.- ¿Cuál es la formula empírica de cada uno de los compuestos que tienen la siguiente composición? 40.1 % de C; 6.6 % de H y 53.3 % de O 18.4% de C, 21.5% de N y 60.1 % de K 31.- En un proceso industrial similar al de la ecuación, se ponen a reaccionar 5 moles de amonio y 5 de nitrito, Cuántos litros de agua es posible obtener y cual es el reactivo limitante en el proceso?

89 Química

NH4+NO2→N2+H2O 32.- Se sospecha que glutamato monosódico (MSG), saborizante de alimentos, es el causante del “Síndrome del Restaurante Chino”, ya que puede causar dolores de cabeza y de pecho. El MSG tiene la siguiente composición porcentual en masa: 35.51% de C, 4.77% de H, 37.5% de O, 8.29% de N y 13.60% de Na. Si su masa molar es de 169 g ¿Cuál es su fórmula molecular? 33.- Un recipiente de 20 mL contiene nitrógeno a 25ºC y 0,8 atm y otro de 50 mL helio a 25ºC y 0,4 atm. Calcular: a) El nº de moles, moléculas y átomos de cada recipiente. 34.- Un recipiente de 20 ml contiene nitrógeno a 25ºC y 0,8 atm y otro de 50 ml helio a 25ºC y 0,4 atm. Calcular: a) El nº de moles, moléculas y átomos de cada recipiente. 35.- ¿Cuál es el peso máximo de NaCl que podría obtenerse de 10g de NaOH, si esta droga tiene una pureza de 90 %? La reacción es: NaOH + HCl → NaCl + H2O 36.- Calcula la cantidad de caliza (CaCO3 impuro) cuya riqueza en carbonato de calcio es del 85,3 % que se necesita para obtener; por reacción con un exceso de HCl, 9,26 L de CO2 en CNPT. Escribir y balancear la ecuación química correspondiente. 37.- Calcular la cantidad de pirita (FeS impuro) con 90,6 % de FeS que se necesitan para obtener mediante ácido sulfúrico diluido 1,86 L de H2S en CNPT. 38.- Se parte de 20 g de hierro (pureza 60%) y de 30 g de ácido sulfúrico (pureza 80%) para obtener sulfato ferroso e hidrógeno. a) ¿Qué masas de hierro y de ácido sulfúrico reaccionan?

b) ¿Qué reactivo está en exceso? c) ¿Qué masa de hidrógeno se obtiene? d) ¿Cuál es el volumen en CNPT ocupado por esa masa de hidrógeno? e) ¿Cuál sería el volumen de hidrógeno en CNPT si el rendimiento de la reacción es del 80 %?

90 Química

Prácticas y Listas de Cotejo Unidad de aprendizaje 2 Práctica número: 5 Nombre de la práctica: Manejo de Nomenclatura química inorgánica en forma contextualizada.

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno aplicará las reglas de nomenclatura establecida de acuerdo con los criterios de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada para nombrar y formular compuestos químicos inorgánicos.

Escenario Aula en que se imparte el curso.. Duración 1 h

Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • Material impreso.

• Pizarrón.

• Mesas.

• Sillas

91 Química

Procedimiento Aplicar las medidas de seguridad e higiene. Realizar la practica con responsabilidad, limpieza, seguridad y trabajo en equipo.

1.- Trabajar en forma individual. 2.- Leer el material presentado a continuación. 3.- Realizar cada paso de acuerdo a las instrucciones. De acuerdo al siguiente diagrama, aplicando las reglas propuestas y aceptadas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) Escribe el nombre y la fórmula de las especies químicas situadas al extremo y sobre cada flecha.

H1+

HIO4

P3-

Agua

NO21-

Ion cianuro

Fe(CN) 3

NiH2

H1+

HIO4

P3-

Agua

NO21-

Ion cianuro

Fe(CN) 3

NiH2

92 Química

Unidad de aprendizaje 2 Práctica número: 5 Nombre de la práctica: Manejo de Nomenclatura química inorgánica en forma contextualizada.

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno aplicará las reglas de nomenclatura establecida de acuerdo con los criterios de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada para nombrar y formular compuestos químicos inorgánicos.

Escenario Aula en que se imparte el curso.. Duración 1 hr.

Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • Material impreso.

• Pizarrón.

• Mesas.

• Sillas

93 Química

Procedimiento

Aplicar las medidas de seguridad e higiene. Realizar la práctica con responsabilidad, limpieza, seguridad y trabajo en equipo.

1.- Trabajar en forma individual. 2.- Leer el material presentado a continuación. 3.- Realizar cada paso de acuerdo a las instrucciones. De acuerdo al siguiente diagrama, aplicando las reglas propuestas y aceptadas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) Escribe el nombre y la fórmula de las especies químicas situadas al extremo y sobre cada flecha.

H1+

HIO4

P3-

Agua

NO21-

Ion cianuro

Fe(CN) 3

NiH2

H1+

HIO4

P3-

Agua

NO21-

Ion cianuro

Fe(CN) 3

NiH2

94 Química


Manejo de Nomenclatura química inorgánica en forma contextualizada

Nombre del alumno: Instrucciones: A continuación se presentan los criterios que van a ser verificados en

el desempeño del alumno mediante la observación del mismo. De la siguiente lista marque con una aquellas observaciones que hayan sido cumplidas por el alumno durante su desempeño


Aplicó las medidas de seguridad e higiene. 1.- Realizó la práctica con responsabilidad. 2.- Trabajó adecuadamente. 3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica. 4.- Nombró los compuestos. 5.- Formuló los compuestos. 6.- Aplicó las reglas de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada para nombrar y formular los compuestos..

Observaciones:

PSP:

Hora de inicio:

Hora de término:

Evaluación:

95 Química

Unidad de aprendizaje 2 Práctica número: 6 Nombre de la práctica: Determinación del porcentaje en masa de ácido acético en un vinagre.

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno realizará cálculos estequiométricos de acuerdo a las leyes pondérales y masas molares de los compuestos. para la determinación del porcentaje en masa

Escenario Laboratorio Duración 2 h

Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • Soporte. • Bureta. • Pinzas para bureta. • Matraz Erlen Meyer • Disolución de NaOH

0,1M. • Fenolftaleína • Vinagre comercial

• Pizarrón. • Mesas para laboratorio

96 Química

Procedimiento



a. Se añade en un matraz Erlen Meyer 1 mL de vinagre, unas gotas de fenolftaleína y se diluye con agua.

b. Se llena la bureta con la disolución de NaOH 0,1 M.

c. Se coloca el matraz Erlen Meyer debajo de la bureta y se añade gota a gota el NaOH agitando continuamente hasta que la disolución cambie a color rojo.

d. Se anota el volumen da NaOH gastado V(NaOH) -------------

Preguntas

a. Formula y ajusta la reacción

b. Calcula los moles de NaOH utilizados en la neutralización

c. Determina los gramos de ácido acético que han sido neutralizados.

d. Determina el % de ácido acético contenido en el vinagre, suponiendo que su densidad vale aproximadamente 1 g/mL





97 Química


Determinación del porcentaje en masa de ácido acético en un vinagre.




Aplicó las medidas de seguridad e higiene. 1.- Realizó la práctica con responsabilidad. 2.- Trabajó adecuadamente en equipo. 3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica. 4.- Manipuló en forma correcta los materiales del laboratorio. 5.- Realizó con precisión las lecturas en la bureta. 6.- Realizó una secuencia de cálculos 7.- Determinó el por ciento en masa de ácido acético en el vinagre.



Observaciones: PSP:

Hora de inicio:

Hora de término:

Evaluación:

98 Química

Unidad de aprendizaje 2 Práctica número: 7 Nombre de la práctica: Identificación de una reacción redox. (Ni uno ni otro, pero sí a la vez)

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno aplicará los conceptos de oxidación reducción de acuerdo con la reacción para identificar la acción de los agentes oxidantes y reductores.


Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • Tres matraces Erlen Meyer • Tres tapones para matraz • Hilos de cobre • Ácido clorhídrico 0.1M • Agua oxigenada


99 Química

Procedimiento Aplicar las medidas de seguridad e higiene. Realizar la practica con responsabilidad, limpieza, seguridad y trabajo en equipo.

1.- Formar equipos de cuatro personas. 2.- Leer el material presentado a continuación. 3.- Realizar cada paso de acuerdo a las instrucciones

A) Introducir un hilo de cobre en cada matraz. B) En el primero de ellos verter la disolución de ácido clorhídrico. C) En el segundo verter agua oxigenada. D) En el tercero verter, sucesivamente, ácido clorhídrico y agua oxigenada. E) Tapar los tres matraces y esperar.

OBSERVACIONES A REALIZAR 1.- Anotar que sucede en el primer matraz 2.- Anotar que sucede en el segundo matraz 3.- Anotar que sucede en el tercer matraz

4.- Explicar los porque de las observaciones realizadas

. Indispensables las medidas de seguridad y el trabajo en la campana de gases.

PREGUNTAS 1. ¿Exige tomar precauciones y medidas de seguridad especiales? 2. ¿Requiere utilizar instrumental o productos típicos de laboratorio? 3.- Qué se formó en el tercer matraz?





100 Química

Lista de cotejo de la práctica número 7

Identificación de una reacción redox Ni uno ni otro pero si a la vez




Aplicó las medidas de seguridad e higiene.

1.- Realizó la práctica con responsabilidad.

2.- Trabajó adecuadamente en equipo.

3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica.

4.- Anotó las observaciones del primer matraz.

5.- Anotó las observaciones del segundo matraz.

6.- Anotó las observaciones del tercer matraz.

7.- Estableció conclusiones de sus observaciones. 8.- Contestó correctamente el cuestionario.



Observaciones:

PSP:

Hora de inicio:

Hora de término:

Evaluación:

101 Química

Unidad de aprendizaje 2 Práctica número: 8 Nombre de la práctica: Identificación de productos químicos de la vida diaria

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno identificará algunas sustancias comunes encontradas en el hogar por medio de reacciones sencillas para detectar su comportamiento..

Escenario Laboratorio. Duración 3 h

Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • 6 Tubos de 13 x 100 • 3 goteros • Papel tornasol rojo y azul • 1 Vaso de 150 ml. • 1 Espátula • 8 Tubos pequeños • 1 Varilla con alambre de

nicrome • Amonia casera • Fertilizante químico

• Blanqueador • Sal de mesa • Bicarbonato de sodio • Sales epsom • Vinagre • Gis • NaI • CHCl3 • Sólido desconocido

conteniendo CO3-2, Cl-, SO4-2, ó I-.

• NH4OH 1M • (NH4)2CO3 sólido • HCl 2M • Ba(OH)2 (solución

saturada) • HNO3 3M • AgNO3 0.1M • BaCl2 0.2M • Hidróxido de sodio 2 M


•

102 Química

Procedimiento

Aplicar las medidas de seguridad e higiene.

Realizar la práctica con responsabilidad, limpieza, seguridad y trabajo en equipo.


ANTECEDENTES:

Un aspecto importante de la química es la identificación de substancias. La identificación de minerales, (por ejemplo, la pirita "el oro de los tontos" está compuesta de FeS y no contiene Oro) sigue siendo de gran importancia para localizar buenos yacimientos de metales.

La rápida identificación de una sustancia ingerida por un infante puede propiciar la pronta recuperación del niño, ó podría ser un factor determinante para salvar una vida. Las substancias son identificadas por el uso de instrumentos o por reacciones características de la sustancia, o por ambos. Las reacciones que son características de una sustancia son frecuentemente referidas como pruebas. Por ejemplo, una prueba para Cl- por adición de nitrato de plata a una solución acidificada da la formación de un precipitado blanco, esto sugiere la presencia de Cl-, como otras substancias también podrían dar un precipitado blanco bajo estas condiciones uno confirma la presencia de Cl- al observar que este precipitado se disuelve en hidróxido de amonio. El área de la química dedicada a la identificación de substancias es llamada "análisis cualitativo".

(Precaución: Aun cuando los químicos del hogar pueden parecer inofensivos NUNCA los mezcles a menos que sepas lo que estás haciendo. Los químicos inofensivos, cuando son combinados, pueden algunas veces producir severas explosiones u otras reacciones peligrosas.)

103 Química

Procedimiento DESARROLLO DEL EXPERIMENTO.

1 AMONIA CASERA:

Coloca 5 ml de amonia de casa en un vaso de 150 ml, sostenga una pieza seca de papel tornasol rojo sobre el vaso, siendo cuidadoso de no tocar las paredes del vaso o la solución con el papel. Anota tus observaciones. Repite la operación usando una pieza de papel tornasol rojo que haya sido humedecida con agua de la llave. ¿Notas alguna diferencia en el tiempo requerido por el papel

Las sales de amonio son convertidas a amonia, NH3, por la acción de bases fuertes: por lo tanto se puede probar para iones amonio, agregando hidróxido de sodio y notando el olor familiar del NH3 o por el uso de papel tornasol rojo. La reacción es como sigue:

NH4+(aq) + OH-(aq) ==== NH3 (aq) + H2O (l)

-+-Coloca cerca de 1 mL de NH4Cl 1M en un tubo y coloque un papel tornasol rojo húmedo e n la boca del tubo. Registra tus observaciones. Ahora agregue cerca de 1 ml de NaOH 2M y repita la prueba. Si el papel no cambia de color calienta el tubo suavemente, no permita que la solución hierva. Registra tus observaciones.

Podrías sospechar que el fertilizante ordinario contiene compuestos de amonio. Confirma tus sospechas colocando fertilizante sólido en un tubo, agrega ml de NaOH y prueba con papel tornasol como antes. ¿Contiene el fertilizante sales de amonio?

¿Cual es el ingrediente activo en las sales olorosas? Sostenga una pieza de papel tornasol rojo (húmedo) sobre la boca de un frasco abierto conteniendo carbonato de amonio, (NH4)2CO3; cuidadosamente abanicando con la mano sobre el frasco, trate de detectar algún olor familiar. Anote sus observaciones. La mayoría de las sales de amonia son estables; por ejemplo el cloruro de amonio que se probó antes no debió haber tenido ningún efecto sobre el papel antes de agregar NaOH.

Sin embargo el carbonato de amonio es inestable y se descompone en amoníaco y dióxido de carbono:

(NH4)2CO3 2NH3(g) + CO2(g) + H2O(g)

Las sales olorosas contienen carbonato de amonio que ha sido humedecido con hidróxido de amonio.

104 Química

Procedimiento

2 BICARBONATO DE SODIO. NaHCO3:

Las substancias que contienen el ion carbonato, reaccionan con ácidos para liberar dióxido de carbono, el cual es un gas incoloro e inodoro. El dióxido de carbono cuando es liberado del bicarbonato de sodio por ácidos durante el proceso de horneado de pasteles ayuda a incrementar el volumen de estos:

NaHCO3 + H+ CO2 + H2O + Na+

Coloca una pequeña cantidad de bicarbonato de sodio en un tubo pequeño seco. Luego agrega una o dos gotas de ácido sulfúrico 18 M observe que sucede y registre sus observaciones. Repite este procedimiento pero use vinagre en lugar de ácido sulfúrico. Registra tus observaciones.

Una prueba confirmatoria para el dióxido de carbono es el permitir que reaccione con hidróxido de bario. Se produce un precipitado blanco de carbonato de bario:

CO2(g) +Ba(OH)2 BaCO3 +H2O

Muchas substancias como la cáscara de huevo, las conchas de ostras contienen el ion carbonato, determine si el gis común contiene el ion carbonato según el siguiente procedimiento: Coloque una pequeña cantidad de gis en un tubo seco

Agrega unas cuantas gotas de HCl 2M haga la prueba para CO2 en el gas que se escapa sosteniendo cuidadosamente una gota de hidróxido de bario suspendida de la punta de un gotero o de una aro, a una corta distancia dentro de la boca del tubo. La opacidad de la gota es debido a la formación de carbonato de bario y eso prueba la presencia de carbonato. Registra tus observaciones. .

3 SAL DE MESA NaCl:

Las sales de cloro reaccionan con ácido sulfúrico para liberar cloruro de hidrógeno, el cual es un gas pungente y sin color el cual cambia el papel tornasol azul a rojo

Otra reacción característica del ion cloruro es la reacción con nitrato de plata, para formar una sustancia blanca, insoluble conocida como cloruro de plata.

Cl- + AgNO3 AgCl + NO3-

105 Química

Procedimiento Coloca una pequeña cantidad de cloruro de sodio en un tubo pequeño seco y agréguele una o dos gotas de ácido sulfúrico concentrado. Muy cuidadosamente observa el color y olor del gas que se escapa abanicando con tu mano hacia tu nariz. NO COLOQUES TU NARIZ DIRECTAMENTE SOBRE EL TUBO. Registra tus observaciones y completa la siguiente ecuación:

NaCl +H2SO4 . Coloca una pequeña cantidad de cloruro de sodio en un tubo pequeño y agréguele 15 gotas de agua destilada y una gota de ácido nítrico 3M. Luego agrega de 3 a 4 gotas de nitrato de plata 0.1M y mezcle el contenido. Registre sus observaciones. ¿Por que debiste usar agua destilada en esta prueba? Contesta esta pregunta haciendo la prueba para iones cloruro en agua de la llave: agrega una gota de ácido nítrico 3M a dos ml de agua de la llave y luego agregue 3 gotas de nitrato de plata 0.1M. ¿Indica esto la presencia de ión cloruro en el agua de la llave? Los iones de sodio dan un color amarillo a la flama. Cuando se hierven hierve papas sobre una estufa de gas o una fogata aparecen trazas de fuego amarillo debido a la presencia de sodio. Coloca unos cuantos cristales de sal de mesa en la punta de una espátula limpia y colócala sobre la flama del mechero por un breve momento. Registra tus observaciones. 4.4. SALES EPSOM, MgSO4 7H2O Las sales epsom son usadas como un purgante y las soluciones de esta sal son usadas para remojar pies cansados. Las siguientes pruebas son características del ion sulfato. Coloca una pequeña cantidad de sales epsom en un tubo seco pequeño y agregue una o dos gotas de ácido sulfúrico concentrado. Registre sus observaciones. Note la diferencia del comportamiento de esta sustancia con el ácido sulfúrico comparándola con el comportamiento del bicarbonato de sodio con el ácido sulfúrico. Coloca una pequeña cantidad de sales epsom en un tubo y disuélvalo en 1 ml de agua destilada. Agregue una gota de ácido nítrico 3M y luego una o dos gotas de cloruro de bario 0.2 M. Registre sus observaciones. El sulfato de bario es una sustancia blanca insoluble que se forma cuando el cloruro de bario es agregado a una solución de cualquier sal soluble de sulfato,(como las sales epsom) según la reacción:

SO42- + BaCl2 (aq) BaSO4(s) + 2Cl-(aq)

106 Química

Procedimiento

5. BLANQUEADOR, Cl2 AGUA:

El blanqueador comercial es usualmente una solución de hipoclorito de sodio al 5%. Esta solución se comporta como si tan solo el cloro se hubiera disuelto en ella. Como esta solución es concentrada, el contacto directo con la piel y los ojos debe ser evitado. El elemento cloro se comporta muy diferente como el ion cloruro. El cloro es un gas pálido, amarillo-verde, que tiene un olor irritante y es poco soluble en agua, y es tóxico. Es capaz de liberar el yodo de las sales de yodo:

Cl2(aq) +2I- I2(aq) + 2Cl-

El iodo da un color café rojizo al agua, es mas soluble en el cloroformo que en el agua y da un color violeta al cloroformo. Por eso el cloro puede ser usado para identificar las sales de yodo.

Disuelve una pequeña cantidad de yoduro de sodio en ml de agua destilada en un tubo pequeño; agregue 5 gotas de blanqueador. Nota el color, luego agregue varias gotas de cloroformo agite y deje que se estabilice. Registra tus observaciones.

Otra reacción característica del iodo la formación de un precipitado amarillo pálido cuando es tratado con una solución de nitrato de plata:

I- + AgNO3 AgI + NO3-

Disuelve una pequeña cantidad de yoduro de sodio en 1 ml de agua destilada y agregue una gota de ácido nítrico tres molar, luego agrega tres o cuatro gotas de nitrato de plata 0.01M. Registra tus observaciones.

Las sales sólidas de yodo reaccionan con ácido sulfúrico concentrado (conc.) tornando instantáneamente la solución de café obscuro con la aparición de vapores violetas del yodo. Coloca una pequeña cantidad de yoduro de sodio en un tubo seco y agregue 1 o 2 gotas de ácido sulfúrico conc. Registra tus observaciones.

6 MUESTRA PROBLEMA.

El sólido desconocido contendrá solo uno de los siguientes iones: Carbonato, cloruro, sulfato o yoduro. La tabla 1 explica el comportamiento de estos iones con el ácido sulfúrico.

107 Química

Procedimiento

ION REACCIÓN

CO3

2- Se produce CO2 que es un gas sin color y sin olor.

Cl- Se produce HCl, un gas pungente sin color.

SO42-

Reacción no observable.

I- Se forman vapores violetas de I2. Antes de empezar este experimento contesta las siguientes preguntas:

1. ¿Por qué no se deben mezclar los químicos que se usan en el hogar? 2. ¿Cómo puede detectar la presencia del ion NH4

+? 3. ¿Cómo puede detectar la presencia del ion CO3

2-? 4. ¿Cómo puede detectar la presencia del ion Cl-? 5. ¿Cómo puede detectar la presencia del ion SO4

2-? 6. ¿Cómo puede detectar la presencia del ion I-? 7. Complete y balancee las siguientes ecuaciones:

BaCl2(s) + H2SO4(aq) NH4

+(aq) + OH- (aq) AgNO3(aq) + I- (aq)

8. ¿Por qué se debe usar agua destilada cuando se hacen pruebas químicas? 9. Considere que tiene una mezcla de los sólidos Na2CO3 y NaCl. ¿Podría usar tan solo ácido sulfúrico

para determinar si está o no presente el carbonato de sodio? Explíquese. 10. Como podría demostrar la presencia de iodo y sulfato en una muestra problema? 11. Que precauciones debe de considerar para el transporte adecuado de los productos químicos que

evaluó? 12. Cuales son sus sugerencias respecto a la disposición de los productos químicos que se usan en el

hogar.

108 Química

Procedimiento

13. Por regla general los productos químicos para el hogar están disponibles para su venta al público en un área determinada del almacén que los expende. Visite Ud. uno de estos almacenes e indique si la forma en que están colocados para su venta cumple con la Norma NOM 054-ECOL 93 la cual establece los procedimientos para determinar la compatibilidad e incompatibilidad de productos o residuos químicos.





109 Química


Identificación de productos químicos de la vida diaria




Aplicó las medidas de seguridad e higiene. 1.- Realizó la práctica con responsabilidad. 2.- Trabajó adecuadamente en equipo. 3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica. 4.- Anotó las observaciones con relación a las reacciones del amonia. 5.- Anotó las observaciones con relación a las reacciones de la sal de epsom.

6.- Anotó las observaciones con relación a las reacciones del cloro. 7.- Anotó las observaciones con relación a la sal de mesa. 8.- Anotó las observaciones con relación a la muestra problema. 9.- Identificó la muestra problema 10.- Estableció conclusiones de sus observaciones. 11.- Contestó correctamente el cuestionario.



Observaciones:

PSP:

Hora de inicio:

Hora de término:

Evaluación:

110 Química

111 Química

Resumen En este capítulo se mostraron la nomenclatura para formular, nombrar e identificar los compuestos inorgánicos, así como la aplicación de los compuestos más comunes. Para determinar el número de átomos o moléculas que intervienen en cualquier cambio químico, se requiere conocer las fórmulas y emplear la tabla periódica (masa molar). Así podemos determinar las cantidades correspondientes y establecemos la relación: 1 mol contiene 6.023 x 1023 átomos, moléculas o partículas. Los números de oxidación facilitan el seguimiento de la distribución de carga y se asigna a todos los átomos presentes en un compuesto o ión de acuerdo con las reglas específicas. La oxidación se define como un aumento en el número de oxidación; reducción se define como una disminución en el número de oxidación. Muchas reacciones redox se pueden clasificar en subtipos: de combinación, de descomposición, de desplazamiento o de dismutación. La estequiometría es el estudio cuantitativo de los productos y reactivos en una reacción química. Los cálculos estequiométricos se realizan de manera óptima expresando, tanto las cantidades conocidas como las desconocidas, en términos de moles y después, si es necesario, se convierten en otras unidades. Un reactivo limitante es el reactivo que está presente en la menor cantidad estequiométrica y limita la cantidad del producto que se puede formar. La cantidad de producto que se obtiene en una reacción (rendimiento real) puede ser menor que la máxima cantidad posible (rendimiento teórico). La reacción de los dos se expresa como porcentaje de rendimiento. La composición porcentual en masa de un compuesto es el porcentaje en masa de cada elemento presente. Si se conoce la composición porcentual en masa de un compuesto, es posible deducir su fórmula empírica, y, además, su fórmula molecular, si se conoce su masa molar aproximada.


1. Realiza un cuadro sinóptico con los iones

monoatómicos y poliatómicos más comunes 2. ¿Menciona como se construye el nombre de

los compuestos iónicos? 3. ¿Explica los conceptos de ácido, base y sales? 4. ¿Cuáles son los usos de los compuestos

inorgánicos en tu vida cotidiana? 5. ¿Cuál es proceso para determinar el número

de Avogadro? 6. ¿Cómo se determina la masa molar de un

compuesto? 7. ¿A partir de qué se obtiene la fórmula

molecular de un compuesto? 8. ¿Cuál es el concepto de reacción química? 9. Realiza un cuadro sinóptico con los tipos de

reacciones y sus características. 10. ¿Qué es la estequiometría? 11. Escribe las fórmulas de los siguientes iones:

ion bromuro, ion yoduro, ion nitruro. 12. Escribe la fórmula de cada uno de los

siguientes iones a. cromato b. dicromato c. hierro (III) d. hierro (II) e. bario f. cobre(II) g. aluminio h. potasio i. estaño (IV) j. estañoso

112 Química

13. En los siguientes compuestos químicos, calcula el número de oxidación de los elementos subrayados.

HCl KHS Al(OH)3 NaBrO H3BO3 K2Cr207 NaCl MnSO4 Na2SO4 Ca(OH)2 Fe(OH)2 KClO4

14. Calcula la masa molar de un compuesto

sabiendo que 0.372 moles de moléculas del mismo tienen una masa de 152 g.

15. ¿Cuántos gramos de agua se obtienen cuando

se hacen reaccionar 6 moles de Ca(OH)2 con 100 ml de SH2 0.135 M?

16. Las bolsas de aire para automóvil se inflan

cuando se descompone rápidamente azida de sodio, NaN3, en los elementos que la componen según la reacción

2NaN3 2Na + 3N2

¿Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para formar 5.00 g de nitrógeno gaseoso?

17. El sulfato de aluminio, Al2 (SO4)3, se emplea

en grandes cantidades en la producción del papel. ¿Cuál es su composición porcentual?

18. Indica la fórmula empírica del compuesto

siguiente si una muestra contiene 40.0% de C, 6.7% de H y 3.3% de O en masa

19. Balance de Ecuaciones C + HNO3 CO2 + NO2 + H2O H2SO3 + HNO3 H2SO4 + NO + H2O MnS + H2O2 MnSO4 + H2O CuO + NH3 N2 + H2O + Cu HNO3 + CdS →Cd(NO3)2 + NO + S + H2O KMnO4 + HCl →KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 20. La alicina es el compuesto responsable del

olor característico del ajo. Un análisis de dicho

compuesto muestra la siguiente composición porcentual en masa: C:44.4%; H:6.21%; S:39.5%; O:9.86%. Calcula su fórmula empírica.

21. Se hacen reaccionar 1 g. de Mg con 3 g. de

cloruro áurico.

3 Mg + 2 AuCl3 → 3 MgCl2 + 2 Au

Calcula: a) ¿Qué masa de Au se obtiene? b) ¿Qué masa del reactivo excedente

queda sin reaccionar?

113 Química

3 CORRELACIÓN DE LA TEORÍA ATÓMICA MODERNA, LA TABLA

PERIÓDICA Y LOS ENLACES

Al finalizar el capitulo, el alumno determinará las configuraciones electrónicas de los átomos de los elementos de acuerdo con sus números atómicos; identificará su posición en la tabla periódica y el tipo de enlace que pueden formar.

114 Química


Curso


Resultados de

Aprendizaje

QUÍMICA 72 H

3.1 Identificar los diferentes tipos de radiaciones electromagnéticas de acuerdo a su frecuencia, longitud de onda y energía.

2 H

3.2. Predecir niveles, subniveles, orbitales y spines de los electrones de acuerdo con el modelo de Bohr.

8 H

3.3. Relacionar la configuración electrónica de los átomos con su posición en la tabla periódica de acuerdo a sus propiedades.

4 H

3.4. Explicar el mecanismo de formación de los diferentes tipos de enlace químico de acuerdo a las teorías del enlace iónico y del enlace covalente.

6 H


20 Hrs.


8 Hrs.


15 Hrs.


29 Hrs.

115 Química

Sumario • El espectro electromagnético • Longitud de onda de la radiación • Frecuencia de la radiación • Los espectros de los átomos. • La ecuación de velocidad de la luz. • Cálculo de la frecuencia de la radiación. • Cálculo de la longitud de onda de la

radiación • Cálculo de la energía de la radiación • Modelo Atómico de Bohr • Niveles de energía • Subniveles de energía • Tipos de orbitales. • Spin o giro del electrón. • Construcción electrónica de los átomos • ¿Qué representan los números

cuánticos? • Número cuántico principal “n” • Número cuántico azimutal o secundario

“l” • Número cuántico magnético ml” • Número cuántico magnético de spin o

giro “ms”. • Configuraciones electrónicas de los

átomos • Regla de Hund de máxima multiplicidad

o mínimo apareamiento. • Principio de exclusión de Pauli. • La tabla periódica • Grupos • Periodos • Relación entre el grupo y periodo en que

se encuentra un elemento y la configuración electrónica.

• Propiedades periódicas • Radio atómico. • Potencial de ionización. • Afinidad electrónica. • Electronegatividad • Los diferentes tipos de enlace químico. • Clasificación • Iónico. • Covalente Normal. • Covalente Coordinado • Polaridad del enlace.

• Propiedades de los compuestos en función del tipo de enlace.

• Estructuras de Lewis. • Reglas de escritura de las fórmulas de

Lewis. • Propiedades físicas y químicas de los

compuestos • Conductividad. • Solubilidad RESULTADO DE APRENDIZAJE 3.1. Identificar los diferentes tipos de radiación electromagnética de acuerdo a su frecuencia, longitud de onda y energía. 3.1.1. El Espectro Electromagnético. La Luz se propaga en el espacio en forma ondulatoria. En 1865 James Clero Maxwell determinó que las ondas de luz tienen carácter electromagnético, es decir, que pueden interactuar con los cuerpos cargados y con los dipolos magnéticos (como la brújula). El físico alemán Heinrich Hertz demostró experimentalmente esta hipótesis al medir la velocidad con que se propagan a través del espacio los impulsos electromagnéticos generados por una descarga eléctrica y comprobó que es idéntica a la velocidad de la luz. Van desde las de menor longitud de onda y por lo tanto mayor frecuencia y energía, como son los rayos cósmicos, rayos gamma, y rayos X, pasando por la luz ultravioleta, luz visible (que en realidad ocupa una estrecha franja del espectro electromagnético), infrarroja, hasta las ondas electromagnéticas de mayor longitud de onda y menor energía como son las ondas de radio. En cualquier caso, cada una de las categorías es de ondas de variación de campo electromagnético. A partir de Albert Einstein y su descripción del efecto fotoeléctrico podemos ver indistintamente el espectro electromagnético como formado por ondas de determinada frecuencia, al estilo clásico, o como un chorro compuesto de ciertas partículas (transmisoras de la fuerza electromagnética) denominadas fotones.

116 Química

Ejemplo de ello es la formación de un arco iris después de llover y aparecer el sol, efecto que se debe al paso de la luz solar a través de pequeñas gotas de agua que se encuentran en suspensión en la atmósfera, las cuales producen la dispersión de la luz, es decir, su descomposición en los diferentes colores que la constituyen. Este fenómeno lo reprodujo Marcus Marci en 1664 al hacer pasar un rayo del sol a través de un prisma (base de cualquier espectroscopio) que, a la vez, proyectó sobre una superficie blanca en la pared. • Longitud y Frecuencia de la radiación Para comprender la teoría cuántica de Planck, debemos tener un cierto conocimiento acerca de la naturaleza de las ondas, imaginemos que una onda es una alteración vibrátil mediante la cual se trasmite la energía. Las propiedades básicas de una onda se ilustran con un tipo muy conocido de ondas: las del agua. Las ondas de agua se originan por la diferencia de presiones en distintos punto de la superficie del agua si examinamos cuidadosamente como se altera el movimiento de la onda del agua, encontramos que este es periódico, es decir, se repite en intervalos regulares. Las propiedades características de las ondas son su longitud y altura, así como el número de ondas que pasan por un determinado punto en un segundo. La longitud de onda, λ (lambda), es la distancia entre puntos iguales de onda sucesiva. La frecuencia, ν (nu), es el número de ondas que pasa por un punto particular en un segundo. La amplitud de la onda es la distancia vertical de la línea media a la cresta o al valle de la onda. La velocidad es otra de las propiedades importantes de una onda, que depende del tipo de onda y del medio en el cual viajan (por ejemplo, aire, agua o vacío). La velocidad (υ) de una onda es el producto de su longitud y frecuencia:

υ = λ ν

• Los Espectros de los Átomos En determinadas condiciones, los cuerpos emiten energía en forma de radiación. También los cuerpos absorben la radiación que emiten otros cuerpos, asimilando energía. ¿Cómo medir la radiación emitida o la radiación absorbida por los cuerpos? Un aparato capaz de obtener el espectro de una radiación, es decir, de separar la radiación en sus componentes, se llama un espectroscopio. Si el aparato es capaz de fotografiarla se llama un espectrógrafo, y si es capaz de medirla diremos que se trata de un espectrómetro. Cuando es capaz de medir también la intensidad de la radiación, se llama espectrofotómetro. La principal emisión de radiación de los cuerpos es la radiación electromagnética en forma de luz visible. Se dice que el arco iris es el espectro de la luz visible procedente del sol. En el ejemplo del espectro constituido por el arco iris, son las gotas de lluvia y el aire atmosférico lo que hacen de espectroscopio. La longitud de onda de la radiación puede ser desde muy pequeña, en el caso de la llamada radiación gamma, hasta muy grande en las ondas de radio. Se mide, pues, usando desde nanómetros y ángstroms hasta cientos de metros. Recordemos que un nanómetro es la milmillonésima parte de un metro (1 m = 109 nms) y que un ángstrom es la diezmilmillonésima parte de un metro (1 m = 1010 A), por lo que un nanómetro equivale a 10 ángstroms (1nm = 10 A). La luz que recibimos del Sol es radiación electromagnética que se desplaza a 300.000 Km/s, en su totalidad, pero la longitud de onda no es la misma en todos los fotones luminosos, sino que varía entre los 4000 A y los 7000 A, aproximadamente, o lo que es lo mismo, entre los 400 nm y los 700 nm. La luz blanca se descompone, en definitiva, en un espectro de diferentes bandas coloreadas, cada una definida por una longitud de onda distinta. Así, la luz de

117 Química

menor longitud de onda es la luz violeta, que es de alrededor de unos 4000 Ángstroms, y la luz de mayor longitud de onda es la luz roja, que es de alrededor de unos 7000 ángstroms. Sin embargo, hay radiaciones de mayor y también de menor longitud de onda, es decir, que tienen una longitud de onda inferior a 4000 ángstroms y que tienen una longitud de onda superior a los 7000 ángstroms. Las radiaciones que van desde el violeta al rojo se dice que forman el espectro visible, pues procede de la descomposición de la luz blanca. Las radiaciones de longitud de onda inferior al violeta se llaman radiación ultravioleta, rayos X, y rayos gamma, por orden decreciente en la longitud de onda. Las radiaciones de longitud de onda superiores al rojo son las denominadas infrarrojos, microondas y ondas de radio, por orden creciente en longitud de onda.

TIPO DE RADIACION

Intervalos de las longitudes de onda

Rayos Gamma inferiores a 10-2 nanómetros

Rayos X entre 10-2 nanómetros y 15

nanómetros

Ultravioleta entre 15 nanómetros y 4.102

nanómetros

ESPECTRO VISIBLE

entre 4.102 nanómetros y 7,8.102 nanómetros

(4000 ángstroms y 7800 ángstroms)

Infrarrojo entre 7,8.102 nanómetros y 106

nanómetros Región de Microondas

entre 106 nanómetros y 3.108 nanómetros

Ondas de Radio mayores de 3.108 nanómetros (1 metro = 102 cm = 103 mm = 109 nanómetros = 1010 ángstroms). Espectros de emisión Cuando un elemento irradia energía no lo hace en todas las longitudes de onda. Solamente en aquellas de las que está “provisto”. Esas longitudes

de onda sirven para caracterizar, por tanto, a cada elemento. También ocurre que cuando un elemento recibe energía no absorbe todas las longitudes de onda, sino solo aquellas de las que es capaz de “proveerse”. Coinciden por tanto, las bandas del espectro en las que emite radiación con los huecos o líneas negras del espectro de absorción de la radiación, como si un espectro fuera el negativo del otro. Se acostumbra a llamar “cuerpo negro” al cuerpo ideal que absorbe todas las longitudes de onda y, por consiguiente, emite radiación también a todas las longitudes de onda. Sería, en definitiva, un emisor perfecto de radiación. A cada temperatura emitiría una cantidad definida de energía por cada longitud de onda. El fracaso en el intento de explicar la radiación del cuerpo negro desde los conceptos de la física condujo al descubrimiento de Planck de que la emisión de energía es un múltiplo de la frecuencia de a radiación:

E = h. u Todos los cuerpos emiten energía a ciertas temperaturas. El espectro de la radiación energética emitida es su espectro de emisión. Todos los cuerpos no tienen el mismo espectro de emisión. Esto es, hay cuerpos que emiten en el infrarrojo, por ejemplo, y otros cuerpos no. En realidad, cada uno de los elementos químicos tiene su propio espectro de emisión. Y esto sirve para identificarlo y conocer de su existencia en objetos lejanos, inaccesibles para nosotros, como son las estrellas. Así, el sodio tiene su característico espectro de emisión, lo mismo que el calcio, o que el hidrógeno, etc. Algunos ejemplos de espectros de emisión: Diremos que el hidrógeno emite, dentro del visible, en una cierta longitud de onda del naranja (6560 A), en otra del azul (4858 A), otra del añil (4337 A) y otra del violeta (4098 A).

118 Química

El sodio (Na) emite en el amarillo (bandas de longitudes de onda de 5896 A y 5890 A). El gas noble Neón (Ne) emite en el espectro visible en las longitudes de onda de 6402 A (naranja), 5852 A (amarillo) y 5400 A (verde). El Calcio emite en la longitud de onda del espectro visible 6162 A (amarillo-naranja), 4454 A y 4435 (color añil) y 4226 A (violeta). El Mercurio (Hg) emite radiación en dos longitudes de onda del visible: 5460 A (color verde) y 4358 A (color añil).

Recopila más información documental sobre el tema. Elabora un formulario de longitud y frecuencia de onda. Identifica en tu comunidad, en que elementos puedes encontrar su espectro. Consulta con el docente, los elementos que identificaste. 3.1.2. La Ecuación de Velocidad de la Luz. HEINRICH HERTZ reformuló matemáticamente logrando que las ecuaciones fueran más sencillas, y simétricas. Desde 1884 Hertz pensó en la manera de generar y detectar en un laboratorio las ondas electromagnéticas que Maxwell había predicho. Después construyó un dispositivo con el que logró su fin. El experimento que realizó fue a la vez genial y sencillo. Utilizó un carrete o bobina de Ruhmkorff; que es un transformador que produce un voltaje muy alto. Enseguida conectó el carrete a un dispositivo formado por dos varillas de cobre El siguiente paso fue construir un detector de las ondas electromagnéticas que supuso eran emitidas por su dispositivo. Para este fin construyó varios

detectores. Uno de ellos era simplemente otro dispositivo similar al radiador; otro tipo fue una espira metálica en forma circular que tenía en sus extremos dos esferas, también conductoras, separadas una pequeña distancia. El argumento de Hertz fue el siguiente: si en efecto existen ondas electromagnéticas, al ser emitidas por el circuito se propagarán en todo el espacio circundante. Al llegar las ondas al detector, se inducirá en él un campo eléctrico (además del magnético) y por tanto, en las varillas conductoras o en la espira se inducirá una corriente eléctrica. Esto hará que a través de sus extremos se induzca un voltaje, que si llega a tener un valor suficientemente grande, dará lugar a que salte una chispa entre las esferas. Mientras mayor sea el valor de la amplitud de la corriente eléctrica en el circuito emisor, mayor será la magnitud del campo eléctrico inducido y por lo tanto, mayor será la diferencia de potencial entre los extremos de la espira del receptor. Esto es precisamente lo que encontró Hertz en su experimento. Con su detector situado a una distancia de alrededor de 30 m del radiador, observó que saltaba una chispa entre las esferas del detector, con lo que demostró que las ondas electromagnéticas ¡efectivamente existen! Más tarde, el mismo Hertz pudo demostrar que estas ondas se reflejan, se refractan y se comportan como las ondas de luz (véase el capítulo XIV), hecho considerado por la teoría de Maxwell. "Es fascinante que los procesos que investigué representan, en una escala un millón de veces más amplia, los mismos fenómenos que se producen en la vecindad de un espejo de Fresnel, o entre las delgadas láminas para exhibir los anillos de Newton." Con esto, Hertz se refería a que la longitud de onda de las ondas que su aparato produjo era un millón de veces la longitud de onda de la luz visible. De los valores que utilizó para los elementos del circuito, Hertz estimó que la frecuencia f de la onda era de alrededor de 3 x 107 Hz. Además Hertz determinó que la longitud de la onda l era de 10 m. Con estos valores determinó que la velocidad ν de la onda es:

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ν = ƒ λ

= (3 X 107 Hz) X (10 m) = 3 X 108 m/s = 300 000 km/s

igual que el valor predicho por Maxwell, o sea, la velocidad de la luz. • Cálculo de la Frecuencia y la Longitud de

Onda de la Radiación El concepto esencial de la ecuación υ=λν se comprende mejor cuando analizamos las dimensiones físicas contenidas en los tres términos. La longitud de onda (λ) expresa la longitud de onda, o distancia/onda. La frecuencia (ν) representa el número de ondas que pasan por un punto de referencia por unidad de tiempo, es decir, ondas/tiempo. Por tanto, el producto de estos términos tiene las dimensiones distancia/tiempo, que es velocidad. La longitud de onda se expresa de forma usual en unidades de metros, centímetros o nanómetros, y la frecuencia se mide en hertzios (Hz), donde:

1 Hz = 1 ciclo/s El término “ciclo” se omite y la frecuencia se expresa como, por ejemplo, 25/s (que se lee “25 por segundo”). Ejemplo: Calcula la velocidad de onda cuya longitud de onda y frecuencia son 17.4 cm y 87.4 Hz, respectivamente. Es un ejemplo de la aplicación directa de la ecuación.

υ = λ ν = 17.4 cm x 87.4 Hz = 17.4 cm x 87.4/s = 1.52 x 103 cm/s

• Cálculo de la Energía de la Radiación

El estudio teórico de la radiación electromagnética se denomina electrodinámica y es un subcampo del electromagnetismo. Dependiendo del fenómeno estudiado, la radiación electromagnética se puede considerar como una serie ondas, como un chorro de partículas, llamadas fotones. Esta dualidad onda-corpúsculo hace que cada fotón tenga una energía proporcional a la frecuencia de la onda asociada, dada por la relación de Planck: Donde: E es la energía del fotón h es la Constante de Planck (cuyo valor es de 6.63x10-34 Js) ν es la frecuencia de la onda. Así mismo, considerando la radiación electromagnética como onda, la longitud de onda v y la frecuencia de oscilación v están relacionadas por una constante, la velocidad de la luz en el medio (c en el vacío): A mayor longitud de onda menor frecuencia (y menor energía según la relación de Planck). Ejemplo: Calcule el menor incremento de energía (Quantum de energía) que un átomo puede absorber de la luz amarilla de λ=589 nm ∆E = hν; donde h = const. de Planck. Entonces,

ν = c/ λ = 5,09·1014 (1/s)

y

∆E = hν = (6,626176·10-34 J.s)(5,09·1014 1/s)

∆E = 3,37·10-19 J /átomo

La Teoría de Planck establece que átomos o moléculas que emiten o absorben radiación de longitud de onda λ =589 nm no pueden perder o ganar energía por radiación, que no sea un múltiplo de 3,37·10-19J /átomo. Por ejemplo, en

120 Química

este caso no puede ganar 5,00·10-19 J por no ser un múltiplo de 3,37·10-19 J. Ejemplo: Calcula la energía en joules de: a) Un fotón con una longitud de onda de 5.00x104 nm (región infrarroja), b) Un fotón que tiene una longitud de onda de 5.00x10-2 nm (región de los rayos X). a) Este problema se resuelve en dos pasos. La energía de un fotón se calcula con la ecuación E = hν dado que se proporciona la longitud de onda del fotón, primero se debe convertir este dato en frecuencia mediante la ecuación c = λν Al combinar estos dos pasos, se obtiene:

E = hν E = h c

λ

Esta es la energía de un solo fotón con longitud de onda de 5.00x104 nm b) Siguiendo el mismo procedimiento que en a), podemos mostrar que la energía del fotón que tiene una longitud de onda de 5.00x10-2 nm es de 3.98x10-15 J. Por tanto, en este caso, un fotón de “rayo X” es 1x106, o un millón de veces más energético que un fotón “infrarrojo”.

Elabora un formulario que apoye a los cálculos

necesarios de longitud, frecuencia de onda, velocidad de la luz y energía de radiación.

Realiza con tus compañeros un mapa conceptual de la relación que existe entre los temas de este capitulo.

RESULTADO DE APRENDIZAJE 3.2. Predecir niveles, subniveles, órbitas y spines de los electrones de acuerdo con el modelo de Bohr. 3.2.1. Modelo Atómico de Bohr Al modelo de Rutherford se le encontraron pequeños inconvenientes, como el de explicar porqué los electrones no pierden su energía y caen al núcleo, la formación de espectros por un elemento en estado gaseoso para lo cual Niels Bohr propuso.

1. Los electrones giran en órbitas definidas, en las que no admiten ni absorben energía (estado basal).

2. Cuando un electrón pasa de un nivel

superior a un inferior emite un fotón de energía.

3. Cuando un electrón pasa a un nivel

superior absorbe un fotón de energía y se encuentra en un estado excitado.

La concepción del electrón como partícula y onda a la vez surgió que no puede localizarse con precisión. El físico danés Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922), propuso un nuevo modelo atómico que se basa en tres postulados: Primer Postulado: Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía. Segundo Postulado: Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2p.

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siendo "h" la constante de Planck, m la masa del electrón, v su velocidad, r el radio de la órbita y n un número entero (n=1, 2, 3,...) llamado número cuántico principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, etc. Tercer postulado: Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética. Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía, sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayor energía) a otra más interna (de menor energía) emite energía, y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra más externa. Por tanto, la energía absorbida o emitida será: En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía. Bohr describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana posible al núcleo. Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombre de número cuántico principal, se representa con la letra " n " y toma valores desde 1 hasta 7. La teoría de Bohr predice los radios de las órbitas permitidas en un átomo de hidrógeno. rn=n2a0, dónde n= 1, 2, 3,... y a0=0.53 Å (53 pm) La teoría también nos permite calcular las velocidades del electrón en estas órbitas, y la energía. Por convenio, cuando el electrón está separado del núcleo se dice que está en el cero de energía. Cuando un electrón libre es atraído por el

núcleo y confinado en una órbita n, la energía del electrón se hace negativa, y su valor desciende a: RH es una constante que depende de la masa y la carga del electrón y cuyo valor es 2.179 · 10-18 J. Normalmente el electrón en un átomo de hidrógeno se encuentra en la órbita más próxima al núcleo (n=1). Esta es la energía permitida más baja, o el estado fundamental. Cuando el electrón adquiere un cuanto de energía pasa a un nivel más alto (n=2,3,...) se dice entonces que el átomo se encuentra en un estado excitado. En este estado excitado el átomo no es estable y cuando el electrón regresa a un estado más bajo de energía emite una cantidad determinada de energía, que es la diferencia de energía entre los dos niveles. La energía de un fotón, bien sea absorbido o emitido, se calcula de acuerdo con la ecuación de Planck.

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

Nota: Con Å se designa la unidad de longitud ángstrom (en el sistema SI) y equivale a 1.0 x 10-10 metros. El electrón puede acceder a un nivel de energía superior pero para ello necesita "absorber" energía. Cuando vuelve a su nivel de energía original, el electrón necesita emitir la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación). Ejemplo: Calcular la longitud de onda de un fotón emitido por un átomo de hidrógeno, cuando su electrón desciende del nivel n=3 al nivel n=2. Datos:

122 Química

E3 = -0,579x10-19 cal; E2 = -1,103x10-19 cal; h = 1,58x10-34 cal · s por consiguiente: • Niveles y Subniveles de Energía Una de las ideas que Bohr aportó al concepto moderno del átomo fue que la energía del electrón está cuantizada; esto es, que el electrón está limitado sólo a ciertas energías permitidas. Todos los orbitales con el mismo valor del número cuántico principal, n, se encuentran en la misma capa electrónica principal o nivel principal, y todos los orbitales con los mismos valores de n y l están en la misma subcapa o subnivel.

El número de subnivel en un nivel principal es igual al número cuántico principal, esto es, hay una subcapa en la capa principal con n=1, dos subniveles en el nivel principal con n=2, y así sucesivamente. El nombre dado a un subnivel, independientemente del nivel principal en la que se encuentre, esta determinado por el número cuántico l, de manera que como se ha indicado anteriormente: l=0 (subnivel s), l=1 (subnivel p), l=2 (subnivel d) y l=3 (subnivel f). El número de orbitales en un subnivel es igual al número de valores permitidos de ml para un valor particular de l, por lo que el número de orbitales en un subnivel es 2l+1. Los nombres de los orbitales son los mismos que los del subnivel en que aparecen.

orbitales s orbitales p orbitales d orbitales f

l=0 l=1 l=2 l=3

ml=0 ml= -1, 0, +1 ml= -2, -1, 0, +1, +2 ml= -3, -2, -1, 0, +1,

+2, +3 un orbital s en un

subnivel s tres orbitales p en un

subnivel p cinco orbitales d en

un subnivel d siete orbitales f en un

subnivel Efecto Zeeman Si se hacen estudios espectrales utilizando un campo magnético, algunas de las líneas del espectro se separan en varias líneas. Este efecto, llamado el efecto Zeeman desaparece cuando se elimina el campo magnético. El valor m de un orbital está relacionado con la orientación del orbital con respecto a una dirección establecida por el campo magnético. Los diagramas de superficie límite de los cinco orbitales 3d se pueden observar en las figuras anteriores. La forma del orbital dz2 es diferente de las otras, pero todos son equivalentes en términos de energía. Los primeros tres números cuánticos (n, l, m) se originan de las soluciones de la ecuación de onda de Schrödinger. Un cuarto numero cuántico, numero cuántico magnético de spin, ms es

necesario para describir completamente un electrón. Un electrón tiene propiedades magnéticas que son como las de una partícula cargada que gira sobre su eje. Una carga que gira, genera un campo magnético y un electrón tiene un campo magnético asociado con él que puede describirse en términos de un spin aparente. El número cuántico magnético de spin de un electrón puede tener uno de dos valores posibles:

ms= +l/2 ó -1/2 Dos electrones que tienen diferentes valores de ms “uno es + 1/2 y el otro es -1/2” se dice que tienen spin opuesto. Los momentos magnéticos de spin de estos dos electrones se cancelan mutuamente. Cada orbital puede contener dos electrones con

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spin opuesto. Cada electrón puede describirse por un conjunto de cuatro números cuánticos. 1. n da el nivel y la distancia promedio relativa del electrón al núcleo. 2. l da el subnivel y la forma del orbital para el electrón; cada orbital de un subnivel dado es equivalente en energía, en la ausencia de un campo magnético. 3. ml, designa la orientación del orbital. 4. ms se refiere al spin del electrón. • Spin o Giro del Electrón ¿Cuántos electrones puede haber en un orbital 1s? Para contestar esta pregunta necesitaremos tener en cuenta una propiedad más de los electrones. Esa propiedad se llama spin (o espín). Cada electrón se representa como si girara sobre un eje, como un globo terrestre. Sólo puede girar en dos direcciones. Para ocupar el mismo orbital, los electrones deben tener spines opuestos. Esto es, dos electrones con el mismo spin no pueden ocupar el mismo orbital. Con ello respondemos la pregunta anterior: un orbital atómico puede tener un máximo de dos electrones, que deben tener spines opuestos. A esta regla se le llama principio de exclusión de Pauli. Resumiendo, el primer nivel principal de energía contiene un tipo de orbital (1s) que tiene dos electrones como sucede con máximo. La imagen de los orbitales empleada habitualmente por los químicos consiste en una representación del orbital mediante superficies límite que engloban una zona del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es del 99%. La extensión de estas zonas depende básicamente del número cuántico principal, n, mientras que su forma viene determinada por el número cuántico secundario, l. Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del

número cuántico principal, así un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s. Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z.

Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2)

Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).

Elabora con esferas de unicel el modelo atómico de Bohr para los elementos Carbono y Nitrógeno. Elabora una tabla resumen con los subniveles de energía

Elabora tus conclusiones y compáralas con las de tus compañeros. 3.2.2 Construcción Electrónica de los

Átomos. • Números Cuánticos Los números cuánticos surgen del modelo mecano cuántico. Ellos se encargan de describir al electrón dentro del átomo. Estos números cuánticos permiten describir el ordenamiento electrónico de cualquier átomo y se llaman configuraciones electrónicas. Los números cuánticos desempeñan papeles importantes para describir los niveles de energía de los electrones y la forma de los orbitales que indica la distribución espacial del electrón. Los números cuánticos necesarios para determinar un electrón en un átomo son cuatro. Los electrones son distinguibles mientras están en el

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átomo, y a su modo de distribución corresponden dichos números. Los electrones libres no son discernibles, ya que ellos en si mismos son idénticos y solo pueden diferir en la posición que ocupan.

Número cuántico principal (n): es el primer número cuántico, se simboliza por n e indica el nivel de energía dentro del átomo. Cada valor representa una distancia media orbital. Su valor se expresa como cualquier valor del conjunto de los números naturales, exceptuando el cero, la representación con letras es poco frecuente; a medida que aumenta el nivel aumenta la energía. Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc.

Número cuántico secundario (I): es el

segundo número cuántico y se simboliza por l. Describe la forma del orbital atómico. Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal). Por ejemplo si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1, 2, 3, 4. Siguiendo la antigua terminología de los espectroscopistas, se designa a los orbitales atómicos en función del valor del número cuántico secundario, l, como:

Valor l Orbital tipo

0 s (sharp) 1 p (principal) 2 d (diffuse) 3 f (fundamental)

Número cuántico magnético (mI): es el tercer

número cuántico y se simboliza por ml. Indica la orientación espacial de un orbital, es decir la posible dirección del momento orbital. Esta relacionado con la circulación orbital de la carga eléctrica, que da lugar al magnetismo. Este magnetismo causa que los orbitales dentro de un determinado subnivel se separen en diversos niveles discretos de energía cuando se aplica un cambio magnético.

Su valor es ml = -l,..., 0,...,+l.

Por ejemplo, si l=2, los valores posibles para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2.

Número cuántico de espín (s): es el cuarto y último número cuántico y se simboliza por s. Informa el sentido del giro del electrón en un orbital, es decir, la rotación del electrón sobre sí mismo. Su valor es s = +1/2 y s = -1/2. el signo depende de que el espín (giro) tome una dirección paralela o antiparalela al campo magnético exterior.

• Configuración Electrónica Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se distribuyen sus electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y los subniveles. Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos pueden relacionarse con las configuraciones electrónicas. Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas: energía de los orbitales, regla de Hund y principio de exclusión de Pauli. Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo. El orden exacto de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente, principalmente mediante estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los elementos. El orden de llenado de orbitales es: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106

p67s25f146d107p6 Para recordar este orden más fácilmente se puede utilizar el diagrama siguiente: Empezando por la línea superior, sigue las flechas y el orden obtenido es el mismo que en la serie anterior. Debido al límite de dos electrones por orbital, la capacidad de un subnivel de electrones puede obtenerse tomando el doble del número de orbitales en el subnivel. Así, el subnivel s consiste en un orbital con una capacidad de dos electrones; el subnivel p consiste en tres orbitales con una

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capacidad total de seis electrones; el subnivel d consiste en cinco orbitales con una capacidad total de diez electrones; el subnivel f consiste en siete orbitales con una capacidad total de catorce electrones. En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado fundamental. Si el átomo recibe energía, alguno de sus electrones más externos pueden saltar a orbitales de mayor energía, pasando el átomo a un estado excitado • Regla de Hund de máxima multiplicidad

o mínimo aparente La regla de Hund establece que los electrones están distribuidos entre los orbitales de un subnivel de tal manera que da el máximo número de electrones no apareados con spin paralelo. El término spin paralelo significa que todos los electrones no apareados tienen un spin en la misma dirección: todos los valores ms de estos electrones tienen el mismo signo; por consiguiente en el carbono cada uno de los electrones ocupa un orbital separado y estos dos electrones tienen la misma orientación de spin. Estos dos electrones no apareados se aprecian claramente en el diagrama de orbitales para el carbono, pero la distinción no es aparente en la notación electrónica, 1s2 2s22p2. Todos los exponentes en esta notación son números enteros. Esto no significa que todos los electrones están apareados en los orbitales. Regularmente la notación electrónica da la configuración electrónica por subniveles (no por orbitales). Los electrones no apareados se pueden ver utilizando una designación distinta para cada orbital. La notación para el carbono sería 1s22s22p12p1. Este procedimiento no es necesario, hay que recordar que hay tres orbitales 2p y que la regla de Hund requiere que los dos electrones ocupen orbitales separados.

Los orbitales están representados por cuadrados. El orden de llenado se indica por números colocados dentro de estos cuadrados. Debido a que los electrones están cargados negativamente y se repelen entre sí, se distribuyen y ocupan los orbitales 2p individualmente antes que empezar a aparearse. Las configuraciones electrónicas para B, C, N, O, F, y Ne dadas en la tabla aclaran la regla de Hund. Los cinco orbitales de un subnivel d y los siete orbitales de un subnivel f se llenan en la misma forma: los electrones ocupan sucesivamente cada orbital del subnivel desocupado y únicamente después de cada orbital posee un electrón se lleva a cabo el apareamiento. La regla de Hund ha sido confirmada por mediciones magnéticas. Ejemplo: La estructura electrónica del 7N es: 1s22s22px

12py12pz

1 • Principio de exclusión de Pauli El principio de exclusión de Wolfgang Pauli establece que dos electrones del mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos idénticos. Incluso si dos electrones tienen el mismo valor para n, l y m, diferirán en los valores de ms. Esta situación revela que los dos electrones en un orbital sencillo están apareados. Por ejemplo, dos electrones apareados en un orbital 1, tienen (n,l,m, ms) conjuntos cuánticos de (1, 0, 0, +, 1/2) y (1, 0, 0, -1/2). Un orbital no puede tener más de dos electrones de acuerdo al principio de exclusión. El conjunto de números cuánticos para los electrones en estos orbitales se obtienen indicando un valor de ms (sea + 1/2 ó -1/2) con el conjunto de valores de n,l y ms que denotan el orbital. El número máximo de electrones que puede contener un nivel está dado por 2n2. Cada orbital puede contener dos electrones; el número máximo de electrones en un nivel, es por lo tanto, igual al doble del número de orbitales en el nivel.

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El número máximo de electrones de un subnivel se puede calcular multiplicando por dos el número de orbitales en el subnivel.

Escribe la estructura electrónica del P (Z=15) aplicando la regla de máxima multiplicidad de Hund

15P es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 (3px1 3py

1 3pz1)

Escribe la estructura electrónica del Sc (Z=21) mediante la configuración abreviada interna del gas noble

Sc: [Ar]4s23d1 Elabora una síntesis sobre la teoría cuántica. Discute con tus compañeros los aciertos de esta propuesta. Interpreta la regla de Hund y el principio de exclusión aplicándola a cinco ejemplos. Realiza un cuadro sinóptico de los números cuánticos que incluya sus valores y la relación entre ellos. Explica en un informe los principios fundamentales y las características de los números cuánticos (n, l, m, y s) y los orbitales atómicos (s, p, d, y f.). RESULTADO DE APRENDIZAJE 3.3. Relacionar la configuración electrónica de los átomos con su posición en la tabla de acuerdo a sus propiedades. 3.3.1 La Tabla Periódica. Durante los siglos XVIII y XIX se realizaron diversos intentos por clasificar a los elementos, de los cuales sólo estudiaremos aquéllos que guardan estrecha relación con la tabla periódica que conocemos actualmente.

En 1817, J. Döbereiner, químico alemán, observó que las propiedades del calcio, el bario y el estroncio eran muy parecidas, aunque también advirtió que la masa atómica del estroncio era aproximadamente la mitad de las del calcio y del bario. Con estos tres elementos, Döbereiner formó un grupo al cual denominó Tríada y, basándose en características semejantes, como las propiedades químicas y sus masas atómicas, encontró algunas otras tríadas, como se observa en la siguiente tabla.

Nombre Masa atómica Calcio 40 Bario 137

Promedio 88.5 Estroncio 87.6

Cloro 35.5 Yodo 127

Promedio 81.3 Bromo 79.9 Azufre 32 Telurio 127

Promedio 79.8 Selenio 79.2

En 1862, el geólogo francés A.E. Beguyer de Chancourtois ordenó los elementos, de acuerdo con sus pesos atómicos, en una espiral alrededor de un cilindro vertical que dividió en 16 líneas verticales, y encontró que los elementos con propiedades semejantes se localizaban sobre una misma vertical. En la línea 7 quedaron ubicados el litio, el sodio y el potasio, que coinciden con una de las tríadas de Döbereiner como se observa en la figura siguiente. La hélice telúrica de Chancourtois considera como el primer intento para clasificar a los elementos periódicamente, debido a que las propiedades de los elementos se repiten después de intervalos determinados (como el vaivén de un péndulo), no tuvo mucho éxito. Incluso fue ignorada por los químicos lo cual se explica por dos inconvenientes importantes: por una parte mezcla elementos y compuestos, y por otra su representación gráfica es compleja.

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En 1864, J.A.R. Newlands, químico inglés, encontró que, al ordenar los elementos, según su masa atómica creciente, había una repetición de sus propiedades en cada octavo elemento, algo semejante a las octavas de la escala musical, como se observa en la siguiente tabla: Las publicaciones científicas se negaron a considerar el artículo de Newlands en que describía la clasificación de los elementos, llamada Ley de las Octavas, debido, principalmente, a la inconsistencia demostrada, ya que mientras unas columnas de la tabla contenían elementos semejantes, otras tenían elementos dispares, lo que hizo pensar a los científicos que se trataba de una coincidencia. Al químico ruso Mendeleiev se le atribuye la clasificación de los elementos de la tabla periódica; Este científico ordenó los 63 elementos conocidos en ese tiempo, tomando como base el peso atómico y la repetición de ciertas propiedades de los elementos, hoy se conocen como periodicidad de las propiedades de los elementos, basados estos estudios en el incremento del peso atómico; además predijo las propiedades de otros elementos que aún no se conocían. El término periodicidad significa repetición a intervalos regulares, y en estas clasificaciones los elementos, los han agrupado basándose en las similitudes de sus propiedades, así como también por el incremento de los pesos atómicos. Mendeleiev hizo su propuesta, solo se conocían solo 63 elementos, cuyas combinaciones producían miles de compuestos. Para ordenarlos cortó cuadros de cartón y escribió en cada uno de ellos el nombre de cada uno de los elementos, su peso atómico y sus características principales, ordenándolos de distintas maneras, hasta que en 1869 encontró un arreglo natural que empezaba por el Hidrógeno, que es el más ligero y terminaba con el Uranio que era el elemento mas pesado conocido en esa época, entre los dos elementos se encontraban los demás elementos, en ellos había un incremento gradual de los pesos atómicos, Las propiedades de cualesquiera de los elementos

dependían del lugar que ocupaban en el ordenamiento periódico. Mendeleiev propuso una ley periódica que dice:”Cuando los elementos se estudian en orden creciente de sus pesos atómicos, la similitud de las propiedades ocurren periódicamente, es decir, las propiedades de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos”. Al aplicar sus conceptos en la elaboración de la tabla periódica, llegó a la conclusión de que algunos elementos parecían no tener un lugar apropiado a su peso atómico, tal es el caso de Argón y del Potasio cuyos pesos atómicos son de 39.93 y 39.102 respectivamente. Lo mismo sucede con el Cobalto y el Níquel con los siguientes pesos atómicos: 58.93 y 58.71 respectivamente. Colocó estos elementos en el sitio adecuado al hacer transposiciones porque consideró que elementos con propiedades físicas y químicas semejantes debían de ser miembros de un mismo grupo. Para que los elementos similares aparecieran uno después de otro, Mendeleiev tuvo que dejar espacios para los elementos que aún no habían sido descubiertos. De las propiedades de los elementos conocidos dedujo tres propiedades de los elementos que no se conocían; mas adelante al descubrirse el Escandio, el Galio y el Germanio, sus propiedades resultaron muy parecidas a las propuestas por Mendeleiev, otra de las aportaciones de Mendeleiev es el pronóstico de la existencia de los gases nobles: Helio, Neón Argón, Criptón, Xenón, y Radón. La tabla periódica moderna deriva de los varios trabajos de personajes que en la historia realizaron clasificaciones de los elementos químicos, pero la base principal esta en Meyer – Mendeleiev Werner y Moseley. Adopta como criterio de ordenación el número creciente de los elementos y se rige por la ley periódica de Moseley.

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Mendeleiev En 1895, Werner modificó la forma del sistema periódico de Mendeleiev utilizado hasta entonces, introduciendo la forma conocida como tabla periódica larga de Werner, en la que se ha llegado a un ordenamiento exacto y preciso de los elementos conocidos hasta nuestros días ya que el fundamento de su clasificación es el número atómico. Todas las propiedades y el comportamiento químico de los elementos dependen de su número atómico, en forma más directa y precisa que de su peso atómico, como se había pensado originalmente. • Grupos Un grupo de la tabla periódica es una columna de la tabla periódica de los elementos. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar. No es coincidencia que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos: la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver. La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo tienen configuraciones electrónicas similares en los niveles de energía más exteriores; y como la mayoría de las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están colocados en los niveles más externos, esto hace que los elementos de un mismo grupo tengan propiedades físicas y químicas parecidas. Numeración de los grupos Actualmente la forma en la que se suelen numerar los 18 grupos es empleando el sistema recomendado por la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) en 1985, que consiste en utilizar números arábigos. De esta forma, la primera columna es el grupo 1, la segunda el grupo 2, y así hasta la decimoctava correspondiente al grupo 18.

Antes de la forma explicada, existían dos maneras de nombrar los grupos, una europea y otra estadounidense, ambas cada vez más en desuso. Éstas emplean números romanos y letras. En el sistema europeo primero se pone el número romano y luego una A si el elemento está a la izquierda o una B si está a la derecha. En el estadounidense se hace lo mismo, pero la A se pone cuando se trata de un elemento representativo (grupos 1, 2 y 13 a 18) y una B en el resto. Se listan a continuación los grupos (entre paréntesis los antiguos sistemas: europeo y estadounidense): Grupo 1 (IA,IA): alcalinos Grupo 2 (IIA,IIA): alcalinotérreos Grupo 3 (IIIA,IIIB) Grupo 4 (IVA,IVB) Grupo 5 (VA,VB) Grupo 6 (VIA,VIB) Grupo 7 (VIIA,VIIB) Grupo 8 (VIIIA,VIIIB) Grupo 9 (VIIIA,VIIIB) Grupo 10 (VIIIA,VIIIB) Grupo 11 (IB,IB): metales de acuñar (nombre no recomendado por la IUPAC) Grupo 12 (IIB,IIB) Grupo 13 (IIIB,IIIA): grupo del boro Grupo 14 (IVB,IVA): grupo del carbono Grupo 15 (VB,VA): grupo del nitrógeno Grupo 16 (VIB,VIA): grupo del oxígeno Grupo 17 (VIIB,VIIA): halógenos Grupo 18 (VIIIB,VIIIA): gases nobles • Períodos En la tabla periódica de los elementos, un periodo es cada fila de la tabla. El número de niveles energéticos que tiene un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este orden

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1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s 5g 6f 7d 8p Y ésta es la razón de la estructura que presenta la tabla periódica. Puesto que los electrones situados en niveles más externos determinan en gran medida las propiedades químicas, estos tienden a ser similares dentro de un grupo de la tabla periódica. Dos elementos adyacentes en un grupo tienen propiedades físicas parecidas, a pesar de la significativa diferencia de masa. Dos elementos adyacentes en un periodo tienen masa similar, pero propiedades diferentes. • Relación entre el grupo y período En la tabla periódica siguiente se indica la configuración electrónica de los elementos químicos. Se indican los elementos químicos que presentan configuraciones electrónicas distintas de las esperadas en función de las reglas de llenado de los orbitales. Para cada elemento se indica únicamente la configuración electrónica del último nivel. Las propiedades químicas de un átomo dependen mucho de cómo están ordenados los electrones en los orbitales de más energía (a veces llamados de valencia), aparte de otros factores como el radio atómico, la masa atómica, o la accesibilidad de otros estados electrónicos. Conforme se baja en un grupo de elementos, desde el más ligero al más pesado, los electrones más externos, en niveles de energía más altos, y que por tanto es más fácil que participen en las reacciones químicas, están en el mismo orbital, con una forma parecida, pero con una energía y distancia al núcleo mayores. Por ejemplo, el carbono y el plomo tienen cuatro electrones en sus orbitales más externos.

Debido a la importancia de los niveles energéticos más exteriores, las distintas regiones de la tabla periódica se dividen en bloques, llamándolas según el último nivel ocupado: bloque s, bloque p, bloque d y bloque f, tal como se ve en el diagrama.

Investiga cuales son los minerales que abundan en tu estado. Elabora con tus compañeros de equipo una tabla periódica, son sus grupos y períodos.

Investiga cuales son los principales compuestos tóxicos en el aire de la ciudad donde habitas.

3.3.2 Propiedades Periódicas. • Radio Atómico El radio atómico es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo. Se suele medir en picómetros (1 pm=10-12 m) o ángstroms (1 Å=10-10 m). Al ser los núcleos y los electrones partículas cuánticas, sometidas al principio de indeterminación de Heisenberg, las medidas directas de distancias no pueden tener sino un significado estadístico. Convencionalmente, se define como la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos enlazados, y dependiendo de ese enlace podremos hablar de radios atómicos, iónicos, metálicos o radios de van der Waals. En función del tipo de enlace químico se definen también otros radios como el covalente (generalmente para elementos no metálicos) y el iónico (para elementos metálicos). Ejemplo: Disponga los átomos siguientes en orden de radio atómico creciente: Na, Be y Mg

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Una vez situados estos elementos en el sistema periódico se ha de hacer uso de las variaciones periódicas de esta propiedad ya comentadas. Na (metal alcalino) y Mg (metal alcalinotérreo) se encuentran en la misma fila de la tabla periódica. Puesto que el Mg está a la derecha, lo esperable es que rMg<rNa. Be y Mg se encuentran en la misma columna. Dado que el Mg está por debajo que el Be, es predecible que rBe<rMg. Por tanto, el orden pedido sería:

rBe<rMg<rNa. • Potencial de Ionización La energía de ionización o potencial es la energía necesaria para separar un electrón de un átomo. El primer potencial de ionización es el correspondiente al electrón más externo, que por estar más alejado del núcleo será el que sienta una atracción eléctrica menor. Extrayendo más electrones, se obtendrán sucesivamente los potenciales de ionización 2º, 3º, etc., por ejemplo, en el caso del aluminio: Al → Al+ + e- ΔE1 = 577,5 kJ/mol Al+ → Al2+ + e- ΔE2 = 1816,7 kJ/mol Al2+ → Al3+ + e- ΔE3 = 2744,8 kJ/mol En la tabla periódica, el potencial de ionización aumenta de izquierda a derecha en los periodos, y disminuye de arriba a abajo en los grupos. Ejemplo: Con referencia a la tabla periódica, acomode los átomos siguientes en orden de energía de primera ionización creciente: Ne, Na, P, Ar y K. El orden se predice con base en la posición relativa de los elementos y las tendencias en cuanto a variación de esta propiedad ya comentadas:

Na, P y Ar están en la misma fila de la tabla periódica, por lo que P.I.Na<P.I.P<P.I.Ar. Ne y Ar son gases nobles. Puesto que el Ne presenta un menor número atómico es esperable que P.I.Ar<P.I.Ne. De igual modo, el Na y el K son metales alcalinos, por lo que atendiendo a su disposición en el sistema periódico, lo esperable es que P.I.K<P.I.Na. A partir de estas observaciones concluimos que las energías de ionización siguen el orden P.I.K<P.I.Na<P.I.P<P.I.Ar<P.I.Ne. (*) Aún no se han llevado a cabo medidas exactas de las energías de ionización (ni de los pesos atómicos y otras propiedades) de algunos elementos, especialmente los actínidos. Algunos de ellos son radiactivos y otros son muy raros y es difícil obtener una cantidad suficiente para efectuar determinaciones precisas. • Afinidad Electrónica La afinidad electrónica es la cantidad de energía absorbida por un átomo aislado en fase gaseosa para formar un ión con una carga eléctrica de -1. Si la energía no es absorbida, sino liberada en el proceso, la afinidad electrónica tendrá, en consecuencia, valor negativo tal y como sucede para la mayoría de los elementos químicos; en la medida en que la tendencia a adquirir electrones adicionales sea mayor, tanto más negativa será la afinidad electrónica. De este modo, el flúor es el elemento que con mayor facilidad adquiere un electrón adicional, mientras que el mercurio es el que menos. Aunque la afinidad electrónica parece variar de forma caótica y desordenada a lo largo de la tabla periódica, se pueden apreciar patrones. Los no metales tienen afinidades electrónicas más bajas que los metales, exceptuando los gases nobles que presentan valores positivos por su estabilidad química, ya que la afinidad electrónica está influenciada por la regla del octeto. Los elementos del grupo 1, tienden a ganar un electrón y formar aniones -1, completando el

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subnivel s, mientras que los elementos del grupo 2, que ya lo tienen completo, no presentan esa tendencia. Análogamente sucede en el bloque p, donde las afinidades electrónicas se van haciendo más negativas a medida que nos acercamos a los gases nobles. • Electronegatividad La electronegatividad es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace covalente. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken. En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Pauling

Compuesto F2 HF LiF

Diferencia de electronegatividad

4.0 - 4.0 = 0

4.0 - 2.1 = 1.9

4.0 - 1.0 = 3.0

Tipo de enlace Covalente no polar

Covalente polar

Iónico

Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad. La escala de Pauling es una clasificación de la electronegatividad de los átomos. En ella, el elemento más electronegativo (Flúor), tiene un índice de 4.0, mientras que el menos electronegativo (Francio) lleva un valor de 0.7. Los demás átomos llevan asignados valores intermedios. Globalmente puede decirse que la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en la Tabla Periódica de los Elementos y que decae

hacia abajo. De esta manera los elementos de fuerte electronegatividad están en la esquina superior derecha de la tabla.

Completa con tus compañeros de equipo la tabla periódica, con sus propiedades. Elabora un cuadro resumen con las principales características de las propiedades periódicas. RESULTADO DE APRENDIZAJE 3.4. Explicar el mecanismo de formación de los diferentes tipos de enlaces químicos de acuerdo a las teorías del enlace iónico y del enlace covalente. 3.4.1. Los diferentes tipos de enlaces

químicos. En condiciones normales, es decir a la temperatura y presión de una habitación o de una tarde apacible en el campo, los átomos de casi todos los elementos tienden a estar unidos, unos a otros. Así, por ejemplo, gases como el nitrógeno, el hidrógeno y los halógenos, existen como “moléculas diatómicas”; el fósforo blanco sólido, existe como P4, el azufre sólido como S8 y el fósforo rojo y el carbono sólido, así como también la mayoría de los metales, existen bajo la forma de inmensas redes compuestas de incontables átomos conectados entre sí. Pareciera, entonces, que cuando la temperatura es baja, (en el estado sólido), el grado de asociación es mayor. Sin embargo, cuando la temperatura es alta, (por encima de los 1.000 ºC), las moléculas de casi todos los compuestos y elementos, así como también las de los metales, tienden a separarse en átomos. A temperaturas aun mayores, en el sol y en el interior de las estrellas, hasta los mismos átomos pierden su estabilidad y tienden a disgregarse en núcleos y electrones separados. En Química, la fuerza que mantiene unidos a los átomos en las moléculas o en cualquier tipo de red

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atómica se denomina “Enlace Químico”. Es importante comprender este tipo de fuerzas, por cuanto cualquier cambio o reacción química implica la ruptura y generación de nuevos enlaces. Aunque existen variadas formas de interpretar el sentido físico de los enlaces químicos, para los propósitos de este texto es suficiente el postulado de Lewis, que establece esto: “.Las reacciones químicas pueden interpretarse como la tendencia de los átomos a adquirir la configuración electrónica del gas noble más próximo.” Los gases nobles tienen 8 electrones de valencia, (número de electrones en su último orbital), a este postulado se le conoce también con el nombre de la “Regla del Octeto”. Así, por ejemplo, la formación del cloruro de sodio, en términos de este postulado, puede explicarse así: Como el sodio tiene un solo electrón de valencia, tiende a cederlo para mantener un último orbital con 8 electrones, (o la configuración electrónica del Ne, 1S2 2S2 2P6 3S2). Por el contrario, el cloro tiende a “ganar” un electrón, porque al hacerlo, adquiere también una configuración de 8 electrones en su último orbital, (configuración electrónica del Ar, 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6). Como consecuencia de este intercambio de electrones, el sodio adquiere una carga positiva y el cloro una negativa, lo cual significa simplemente que el enlace o fuerza que mantiene unidos a estos dos átomos, tiene las características de una fuerza de atracción electrostática. Nótese como esta explicación es consecuente con la observación de que el NaCl sea un electrolito fuerte. Formación del enlace iónico o covalente Una manera de formar los compuestos iónicos es mediante la combinación de un metal con un no-metal. Cuando dos o más no metales se combinan, se producen compuestos covalentes. En general, los compuestos iónicos tienen más altos puntos de fusión, de ebullición, y mayores densidades que los compuestos covalentes. Todos los compuestos iónicos son sólidos a temperatura

ambiente, mientras que los compuestos covalentes generalmente son líquidos, y los compuestos iónicos pueden conducir la corriente eléctrica al disolverlos en agua. Un enlace químico es la fuerza de atracción que se produce cuando los átomos transfieren o comparten electrones. Si los átomos transfieren electrones en la formación de un enlace químico, el enlace se clasifica como iónico. Cuando los átomos comparten electrones, se forman los enlaces covalentes. Después de que se transfiere uno o más electrones de un metal a un no-metal, se forman dos iones. Al perder electrones un metal se convierte en un catión; después de ganar electrones u no-metal se convierte en un anión. Ambos iones obtienen la configuración electrónica estable de un gas noble. Los iones con cargas opuestas se atraen y crean un enlace iónico. Los compuestos covalentes comparte electrones por medio de la superposición de los orbitales del último nivel (orbitales de valencia) para obtener la configuración electrónica estable de un gas noble. Un enlace covalente no polar es aquel en el cual los electrones se comparte equitativamente. Si los electrones no se comparten equitativamente, entonces tenemos un enlace covalente polar. La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo para atraer electrones de un enlace covalente. Cuando se unen dos elementos con la misma electronegatividad, se produce en enlace covalente no polar. Los átomos que se combinan en forma covalente con diferentes electronegatividades, forman enlaces polares. Una estructura electrónica de punto da cuenta de todos los electrones exteriores en la molécula. Generalmente, la estructura de punto correcta es aquella en la cual todos los átomos adquieren una configuración estable de gas noble. Las moléculas covalentes presentan una variedad de enlaces covalentes: sencillos, dobles y triples. Un enlace covalente sencillo tiene un par compartido de electrones. Los enlaces dobles tienen dos y los

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enlaces triples tienen tres pares de electrones compartidos. Las moléculas pueden tener cualquier combinación de enlaces covalentes sencillos, dobles o triples. Cada molécula tiene una determinada geometría molecular, es decir un arreglo tridimensional de sus átomos. • Enlace Iónico En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Los iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace iónico. Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro: Sodio (en la derecha) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha), resultando en... un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha). Observa que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño, mientras que el cloro se hace más grande cuando gana una valencia de electrón adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después que la reacción tiene lugar, los iones cargado Na+ y Cl- se sujetan gracias a las fuerzas electroestáticas, formando así un enlace iónico. Los compuestos iónicos comparten muchas características: • Los enlaces iónicos se forman entre metales y

no metales, • Al nombrar compuestos iónicos simples, el

metal siempre viene primero, el no-metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio),

• Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua y otros solventes polares,

• En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad,

• Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con temperaturas muy altas.

Esta última característica es un resultado de las fuerzas intermoleculares (fuerzas entre las moléculas) en los sólidos iónicos. Si consideramos un cristal sólido de cloruro de sodio, el sólido está hecho de muchos iones de sodio cargados positivamente (dibujados a la derecha como pequeñas esferas grises) y un número igual de iones de cloro cargados negativamente (esferas verdes). Debido a la interacción de los iones cargados, los iones de sodio y de cloro están organizados alternadamente como demuestra el esquema a la derecha. Cada ión de sodio es atraído igualmente por todos sus iones de cloro vecinos, y de la misma manera por la atracción del cloruro de sodio. El concepto de una molécula sola se vuelve borroso en cristales iónicos ya que el sólido existe como un sistema continuo. Las fuerzas entre las moléculas son comparables a las fuerzas dentro de la molécula, y los compuestos iónicos tienden a formar como resultado cristales sólidos con altos puntos de fusión.

Cristal de Cloruro de Sodio Esquema de Cristal NaCl

Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1

• Enlace Covalente Normal El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los no elementos que participan en el enlace querrá ganar

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electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia. Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tienen un electrón de valencia en su primera envoltura. Puesto que la capacidad de esta envoltura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno 'querrá' recoger un segundo electrón. En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia. Ya que los electrones están compartidos en molécula covalentes, no se forman cargas iónicas. Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes en los compuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas. Como resultado, muchos compuestos iónicos son gases o líquidos a temperatura ambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos en las moléculas covalentes que tienden a tener una atracción intermolecular más débil. Igualmente, al contrario de los compuestos iónicos, los compuestos covalentes existen como verdaderas moléculas. • Enlace Covalente Coordinado. Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples pares de electrones, formando enlaces covalentes coordinado. Por ejemplo, el oxígeno (que tiene seis electrones de valencia) necesita dos electrones para completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de oxígeno forman el compuesto O2, ellos comparten dos pares de electrones, formando dos enlaces covalentes. El enlace covalente coordinado se representa con una flecha que sale del átomo que cedió el par de electrones:

N->H

Recopila la información documental sobre los enlaces químicos.

Investiga la fórmula desarrollada de las siguientes sustancias: Sal de mesa, Azúcar, Gasolina, Sosa Cáustica. Indica qué tipo de enlaces se da en las sustancias

investigadas. Consulta con tu docente en caso de tener dudas sobre los nombres triviales y los sistémicos de las sustancias a investigar. 3.4.2. Propiedades de los compuestos en

función del tipo de enlace. En moléculas covalentes tales como el H2, N2, Cl2, etc., el par electrónico que une los átomos se encuentra igualmente repartido entre los dos átomos y como consecuencia de ello, las moléculas son de naturaleza “No - polar”, es decir, no se “orientan cuando se someten a la acción de un campo eléctrico”. Sin embargo, cuando las moléculas están formadas, ya no por átomos de electronegatividades “idénticas” sino “diferentes”, el par electrónico que mantiene unidos a los átomos, se inclina un poco hacia el átomo de mayor electronegatividad, y tanto mas, cuanto mayor sea esta diferencia. Como consecuencia de la diferencia en la electronegatividad de los átomos que componen un “Enlace Covalente”, la molécula adquiere un “Momento Dipolar”, esto es, se orienta bajo la acción de un campo eléctrico.

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ENLACES COVALENTES ENLACES IÓNICOS A su vez, una consecuencia de la “Polaridad” de los enlaces, es la atracción entre las moléculas. A escala macroscópica, la naturaleza de los enlaces químicos se manifiesta en los puntos de fusión y ebullición de las substancias y en su volatilidad. Cuanto más polares sean los enlaces químicos que mantienen unido al compuesto, mayores serán las atracciones intermoleculares y en consecuencia, mas altos sus puntos de fusión y ebullición. Así, por ejemplo, substancias covalentes como el hidrógeno, H2, el monóxido de carbono, CO, el amoniaco y el cloruro de hidrógeno, HCl, se componen de moléculas individuales. Dentro de cada uno de ellas, los átomos se mantienen unidos por fuertes enlaces covalentes, pero las fuerzas existentes entre ellas, (fuerzas intermoleculares), son comparativamente, muy débiles ya que se deben casi que exclusivamente, a la atracción entre los dipolos. Es debido a esto que dichos compuestos tienden a ser muy volátiles y a tener puntos de ebullición muy bajos.

Propiedades de los compuestos en función del tipo de enlace

Metales Covalentes Iónicos Covalente

Red Partícula Unitaria en el Sólido

Átomo Molécula Ion Átomo

Fuerza de Enlace en el Sólido

Metálico Intermolec

ular Eléctrica Covalente

C. Eléctrica en el Sólido

Alta Nula Nula Nula

C. Eléctrica en el Líquido

Se Reduce Nula Alta Nula

Límite Aprox. En Pe.

650-6000 270-600 °C 700-3600 2000-6000

Existen sin embargo, otras substancias covalentes como el carburo de silicio, SiC, el cuarzo, SiO2 y el diamante, C, que “no existen como unidades moleculares individuales” en estado sólido o líquido, porque sencillamente están compuestos por “Redes de Átomos” enlazados covalentemente,

de tal suerte, que cualquier fragmento o cristal puede ser considerado como una “Gigantesca Molécula” del compuesto. Se requiere una enorme cantidad de energía para separar estas redes en sus átomos componentes y por ello sus puntos de ebullición son sumamente altos. Por su parte las substancias iónicas en estado sólido, tampoco existen como unidades moleculares, sino como redes iónicas en las cuales cualquier cristal puede ser también considerado como una “Gigantesca Molécula” del compuesto. La diferencia con las redes covalentes radica en que en el estado líquido, las redes iónicas se separan en sus “iones” componentes. Como la atracción electrostática es muy fuerte, se requiere de mucha energía para separar estos iones y en consecuencia los compuestos iónicos tienen puntos de ebullición muy altos. • Estructura de Lewis 1. Se elige el átomo central. H es comúnmente el

menos electronegativo. Ejemplo: NH3 2. Se encuentran los e- de valencia Ejemplo: e- = 5 + 3 x 1 = 8 (4 pares) 3. Se forman enlaces ente el átomo central y los

periféricos. Ejemplo: 4. Los e- restantes se sitúan como pares solitarios

para completar los octetos. Ejemplo: Ejemplos:

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• Reglas de escritura de las fórmulas de Lewis

Una vez que se ha dibujado la estructura de Lewis, es conveniente convertirla en una fórmula estructural. Una fórmula estructural es una fórmula que muestra cómo están acomodados los átomos en una molécula y se utiliza una línea (-) para representar cada par de electrones que comparten dos átomos. Los pares de electrones sin compartir por lo general no se muestran. Las fórmulas estructurales nos muestran el acomodo de los átomos y los enlaces que existen entre ellos sin representar demasiados puntos. El ángulo definido por los dos enlaces O-H es el ángulo de enlace. Se ha encontrado que en el agua este ángulo es de 105°. Un ángulo de enlace es el ángulo definido por tres átomos y los dos enlaces covalentes que los unen. Observe que no puede existir un ángulo de enlace definido sólo por dos átomos; para definir un ángulo debe haber dos enlaces y tres átomos. El modelo de esferas y barras de la figura muestra el ángulo de enlace para la molécula del agua. Escribe la fórmula estructural para el metano (gas

natural), CH4

Paso I: Escribe las fórmulas de pares de electrones para los elementos presentes (véase la tabla periódica, regla I). Hay 4 y I electrones de valencia para el C y el H, respectivamente. Cada carbono debe ganar 4 electrones, y cada hidrógeno debe ganar 1 electrón para completar sus niveles de energía de valencia. Paso 2: Acomoda los átomos de tal forma que todos obedezcan la regla de los ocho o de los dos (regla 2) sin que el hidrógeno ocupe la posición central (regla 3). Ahora cada átomo de hidrógeno comparte su electrón de valencia con el átomo de carbono para dar un total de 8 electrones para el carbono y dos para cada hidrógeno. Paso 3: Sustituye cada par de electrones compartidos con una línea.

• Propiedades Físicas y Químicas de los Compuestos

Las propiedades físicas y químicas de los elementos y de sus compuestos dependen de las estructuras atómicas y moleculares o cristalinas en que existen. Podemos llegar a predecir para los materiales sus comportamientos en diferentes situaciones si conocemos sus propiedades físicas y químicas, estas a su vez nos permiten clasificar a la materia entre diferentes estados físicos y químicos, comportamientos metálicos o no-metálicos, propiedades oxidantes y reductoras, etc. También, un mismo elemento o compuesto químico puede presentarse con estructura sólida diferente y tendrá por ello diferentes aplicaciones, por ejemplo: el carbono es muy duro en forma de diamante, con estructura tetraédrica, mientras que en la forma de grafito, por ser laminar puede servir como lubricante y el carbono amorfo en muy pequeños tamaños de partícula puede absorber otras partículas también muy pequeñas y entonces servir para purificar soluciones. • Conductividad La falta de conductividad en estas sustancias se puede explicar porque los electrones de enlace están fuertemente localizados atraídos por los dos núcleos de los átomos enlazados. La misma explicación se puede dar para las disoluciones de estas sustancias en disolventes del tipo del benceno, donde se encuentran las moléculas individuales sin carga neta moviéndose en la disolución. Dada la elevada energía necesaria para romper un enlace covalente, es de esperar un elevado punto de fusión cuando los átomos unidos extiendan sus enlaces en las tres direcciones del espacio como sucede en el diamante; no obstante, cuando el número de enlaces es limitado como sucede en la mayor parte de las sustancias (oxígeno, hidrógeno, amoníaco, etc.) con enlaces covalentes, al quedar saturados los átomos enlazados en la molécula, la interacción entre moléculas que se tratará más adelante, será débil, lo que justifica que con frecuencia estas sustancias se encuentren en estado gaseoso a temperatura y

137 Química

presión ordinarias y que sus puntos de fusión y ebullición sean bajos. Otras pruebas como solubilidad en agua u otros disolventes y pruebas de conductividad eléctrica manifestarán que tipo de enlace químico hay en los compuestos que se estudian. Los compuestos que contienen enlaces iónicos están formados por iones positivos y negativos dispuestos unos con respecto a los otros en forma regular en un enrejado cristalino, cuando los compuestos son sólidos. La atracción entre los iones es de naturaleza electrostática y se extiende igualmente en todas direcciones. Los compuestos con enlace covalente están formados generalmente por moléculas discretas, los enlaces son direccionales y existen fuerzas de enlace covalente entre los átomos de esa molécula y otra. En el sólido solamente actúan fuerzas de carácter débil entre una molécula y otra, las cuales son llamadas fuerzas de Van der Waals. Los compuestos iónicos en solución o en estado fundido pueden conducir la corriente eléctrica en forma importante, y este comportamiento es débil en los compuestos covalentes polares o no se presentará si el compuesto es covalente no polar. En un cristal iónico, los iones están atrapados en sitios fijos en la red cristalina, estos no pueden migrar y por lo tanto no pueden conducir la corriente eléctrica. Si el cristal no es perfecto, se pueden presentar una conducción del ión desde un punto de la red al punto vacante de la misma. En contraste los compuestos covalentes están aislados, pues ellos no presentan cargas eléctricas y por lo tanto no conducen la corriente eléctrica en ninguno de los estados sólidos, líquidos o gaseosos. Los metales son buenos conductores en general. La naturaleza del enlace metálico hace que existe una nube de electrones móviles en el sólido responsable de esta conductividad eléctrica y otras propiedades como el brillo metálico.

• Solubilidad En química, la solubilidad es una medida de la capacidad de una determinada sustancia para disolverse en un líquido. Puede expresarse en moles por litro, en gramos por litro, o en porcentaje de soluto/disolvente. También es posible extender el concepto a solubilidad en sólidos. En la solubilidad, el carácter polar o apolar de la sustancia influye mucho, ya que, debido a estos la sustancia será más o menos soluble, por ejemplo: Los compuestos con más de un grupo funcional presentan gran polaridad por lo que no son solubles en éter etílico. Entonces para que sea soluble en éter etílico ha de tener poca polaridad, es decir no ha de tener mas de un grupo polar el compuesto. Los compuestos con menor solubilidad son los que presentan menor reactividad como son: las parafinas, compuestos aromáticos y los derivados halogenados. El término solubilidad se utiliza tanto para designar al fenómeno cualitativo del proceso de disolución como para expresar cuantitativamente la concentración de las soluciones. La solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del disolvente y del soluto, así como de la temperatura y la presión del sistema, es decir, de la tendencia del sistema a alcanzar el valor máximo de entropía. Al proceso de interacción entre las moléculas del disolvente y las partículas del soluto para formar agregados se le llama solvatación y si el solvente es agua, hidratación. Otras propiedades como las temperaturas de fusión, éstas también están en función del tipo de enlace presente en el compuesto. La fusión de compuestos iónicos implica necesariamente el rompimiento de la red cristalina, esto requiere una considerable energía de tal manera que los puntos de fusión y de ebullición son generalmente altos, y los compuestos son muy duros. La energía calorífica requerida para fundir o evaporar un compuesto covalente es comúnmente baja, debido a su naturaleza y carácter débil de las fuerzas de Van der. Pals.

138 Química

Por lo tanto los compuestos que presentan enlaces covalentes son por lo general gases, líquidos y algunas veces sólidos pero con bajo punto de fusión, en algunas ocasiones presentas estructuras covalentes infinitas en tres dimensiones en lugar de moléculas discretas, en estos casos operan fuerzas de enlace fuertes en todas direcciones; algunos ejemplos son el diamante y la sílice (SiO2), son compuestos covalentes pero muy duros y tienen altos puntos de fusión.

Realiza los ejercicios de estructuras de Lewis en diferentes compuestos químicos que tu maestro te propondrá. Realiza un mapa conceptual de las Propiedades de los compuestos en función del tipo de enlace. Realiza un resumen con las Propiedades Físicas y Químicas de los Compuestos. Ejercicios 1.La energía de un fotón es de 5.87x10-20 J ¿Cuál es su longitud de onda (en nm)?. 2. ¿Cuál es la frecuencia de la luz de longitud de onda 434 nm? 3. ¿Cuál de los siguientes valores representa la longitud de onda menor? a) 2 · 10-5 cm b) 118 nm c) 8.5 · 10-7 m 4. ¿Cuál es la longitud de onda, expresada en metros, asociada a una radiación de frecuencia igual a 2.54·107 Hz? 5. ¿Qué transición electrónica en el átomo de hidrógeno, que termina en la órbita n=5, produce luz de 3740 nm de longitud de onda? 6. ¿Cuál es la energía emitida cuando un electrón pasa desde el nivel n=5 hasta el nivel n=2 en el

átomo de hidrógeno? Si la energía se emite en forma de fotón, ¿cuál es la longitud de onda del fotón?(RH=2.18 · 10-18J) 7. ¿Qué variación energética tiene lugar si en el átomo de hidrógeno tiene lugar una transición desde n=3 a n=2? 8. ¿Cuál es la frecuencia de la luz que tiene una

longitud de onda de 456 nm? 9. ¿Cuál es la longitud de onda (en nanómetros) de una radiación que tiene una frecuencia de 2.45x109 Hz? (Este es el tipo de radiación empleada en los hornos de microondas) 10. Un fotón tiene una frecuencia de 6.0x104 Hz a) Convierte esta frecuencia a longitud de onda (nm). ¿Esta frecuencia cae en la región visible?. b) Calcula la energía (en joules) de este fotón. c) Calcula la energía (en joules) de 1 mol de fotones con esta frecuencia. 11. ¿Cuál es la longitud de onda en nm, de una radiación que tiene un contenido de energía de 1.0x103 kJ/mol? ¿En que región del espectro electromagnético se encuentra esta radiación? 12. Examina los siguientes niveles de energía de un átomo hipotético: E4 ------------------ -1.0x10-19 J E3 ------------------ -5.0x10-19 J E2 ------------------ -10x10-19 J E1 ------------------ -15x10-19 J

13. ¿Cuál es la longitud de onda del fotón que puede excitar un electrón desde el nivel E1 hasta el nivel E4?

14. ¿Cuál es la energía (en joules) que debe tener un fotón para excitar un electrón desde el nivel E2 hasta el nivel E3?

15.

Cuando un electrón cae desde el nivel E3 hasta el nivel E1 se dice que el átomo experimenta emisión. Calcula la longitud de onda del fotón emitido en este proceso.

139 Química

16 Calcula la longitud de onda (en nm) de un fotón emitido por un átomo de hidrogeno cuando su electrón cae del nivel n = 5 al n= 3 17 ¿Qué números cuánticos están asociados con la energía de un electrón en un átomo polielectrónico? 18 ¿Qué tipo de orbital (es decir, 2s, 4p, 5d,...) designa el siguiente grupo de números cuánticos: n=5, l=1, ml=0? 19 Enumera los subniveles y orbitales asociados al número cuántico principal n, si n = 5. 20.Enumera los subniveles y orbitales asociados al número cuántico principal n, si n= 6 21.Calcula el número total de electrones que pueden ocupar a) un orbital s, b) 3 orbitales p, c) 5 orbitales d, d) 7 orbitales f. 22.Indica el número total a) Electrones p en el N (Z=7); b) Electrones s en Si (Z=14) y c) Electrones 3d en el S (z=16) 23.Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos en su estado fundamental: Ge, Fe, Zn, Ni, W, Tl. 24.La configuración electrónica de un átomo neutro es 1s22s22p63s2. Escriba un conjunto completo de números cuánticos para cada uno de los electrones ¿Cuál es el nombre de este elemento? 25.Escribe las zonas del gráfico que corresponden a: Metales No metales Semimetales Gases nobles 26.Escribe las zonas del gráfico en las que los últimos niveles de energía corresponden a: Orbitales p

Orbitales f Orbitales d Orbitales s 27. Ordena los átomos siguientes, Rb, Ca, As, Ir y Zr, en función de la distancia de los electrones de la capa electrónica n=4 al núcleo. 28. Dadas las siguientes configuraciones que corresponden a átomos neutros (A = 1s22s2; B = 1s22s22p1; C = 1s22s22p5; D = 1s22s22p6), indica cuál de ellos posee el mayor valor del segundo potencial de ionización 29 ¿Cuál es la secuencia del orden correcto de la segunda energía de ionización para los elementos Ca, I, Rb y Kr ? 30. Indica de las siguientes configuraciones que corresponden a átomos neutros (A = 1s22s22p3; B = 1s22s22p5; C = 1s22s2p6; D = 1s22s22p63s1) qué elemento presenta la mayor electroafinidad. 31.Ordena los átomos siguientes de menor a mayor afinidad electrónica: Li, K, C y N 32 ¿Cuál es elemento más electronegativo de la serie: Be, Ba, Ca y Mg? 33 Representa las estructuras de Lewis indicando geometría molecular y momento dipolar de las siguientes moléculas: CO2, H2S y O2. 34 Escribe el símbolo electrónico de Leais para la siguiente especie:

1. Bromo 2. Ión Calcio 3. Ión Yoduro 4. Sodio 5. Nitrógeno 6. El ión cloruro (Cl-) 7. El ión magnesio (Mg2+) 8. Carbono 9. Oxígeno 10. Aluminio

35 A continuación se presentan varias estructuras de moléculas o iones. Utilizando una hoja de papel trabaja todas las estructuras de resonancia que

140 Química

sean posibles, luego selecciona la de mayor contribución y finalmente ordena de manera ascendente (de menor a mayor) de acuerdo a su estabilidad. 36 Define compuesto complejo en química. Pon algún ejemplo. Establece tres diferencias importantes entre compuestos "covalentes e iónicos". 37 ¿Qué tipos de enlace posee el ácido sulfúrico?

141 Química

Prácticas y Listas de Cotejo Unidad de aprendizaje 3 Práctica número: 14 Nombre de la práctica: Aplicación de la Ley de la conservación de la materia

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno aplicará la ley de la conservación de la materia de acuerdo a la estequiometría para una reacción química


Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • Balanza. • Embudo • 2 Tubos de ensayo. • Gradilla. • 2 pipetas graduadas. • Pinzas para tubo de

ensayo. • Disolución de KI (0.1M) • Disolución de Pb(NO3)2

• Pizarrón. • Plumones. • Mesa de Laboratorio

142 Química

Procedimiento



1º. Poner los dos tubos de ensayo vacíos dentro del vaso de precipitado y pesar

M1 =

2º. Poner 10 ml de una de las disoluciones en uno de los tubos de ensayo y 10 ml de la otra disolución en el otro tubo de ensayo. Introducir ambos tubos de ensayo en el vaso de precipitado y pesar el conjunto.

M2 =

3º. Verter, con cuidado, el contenido de uno de los tubos en el interior del otro tubo, introducir los dos tubos de ensayo en el vaso de precipitado y pesar.

M3 =

4º Calentar con cuidado el tubo de ensayo que contiene la mezcla de las disoluciones hasta que se disuelva totalmente el precipitado formado. Una vez disuelto, dejar enfriar el tubo y ponerlo después debajo del chorro de agua fría (cuidando que no entre agua dentro). El sólido amarillo cristalino que aparece en suspensión se llama metafóricamente "lluvia de oro".

143 Química

Procedimiento PREGUNTAS

1. Formula y ajusta la reacción. 2. ¿Qué producto de los formados en la reacción es el que precipita?

3. ¿Qué cantidad de KI ha reaccionado? Nº de moles: ________ Nº g:________

4. ¿Qué cantidad de PbI2 se obtiene? Nº de moles: __________ Nº g: ________





144 Química


Ley de la conservación de la materia




Aplicó las medidas de seguridad e higiene. 1.- Realizó la práctica con responsabilidad 2.- Trabajó adecuadamente en equipo. 3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica. 4.- Reconoció el material del laboratorio 5.- Manipuló el material del laboratorio de acuerdo a las indicaciones 6.- Realizó las pesadas. 7.- Formuló la reacción 8.- Verificó la ley de la conservación de la materia. 9.- Contestó el cuestionario. 10.- Realizó los cálculos



Observaciones:

PSP:

Hora de inicio:

Hora de término:

Evaluación:

145 Química

Unidad de aprendizaje 3 Práctica número: 15 Nombre de la práctica: Identificación de la Periodicidad Química en función de las propiedades

mostradas por los elementos. Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno ordenará a los elementos en la tabla

periódica según su actividad de acuerdo a las observaciones efectuadas en sus experimentos para ubicarlos en los grupos y periodos correspondientes

Escenario Laboratorio. Duración 3 h

Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • Tubos de 18 x150 • Tubos de 13 x 100 • Gradilla para tubos de

ensaye • Varilla de vidrio • Sodio metálico • Cinta de magnesio. • Lámina de aluminio • Sulfato de cobre (II) 0.5N • Acido Clorhídrico 6N • Agua Saturada de Bromo. • Agua Saturada de Cloro

* Agua Saturada de Iodo.

* Tetracloruro de Carbono

* Cromato de Sodio al 1%

* Dicromato de Potasio al 1%

* Permanganato de Potasio al 1%

* Azufre elemental. * Sulfato de

Manganeso(II) al 1% * Yoduro de potasio al

5%


146 Química

Procedimiento


Realizar la practica con responsabilidad, limpieza, seguridad y trabajo en equipo.


ANTECEDENTES:

Todas las aplicaciones de los elementos químicos y de sus compuestos dependen de sus propiedades físicas y químicas y estas tienen variaciones periódicas según sea la localización de los elementos en la Tabla Periódica. Los tamaños atómicos disminuyen al aumentar el número atómico a través de los períodos de los elementos representativos y esto da lugar a que hacia la derecha de la Tabla Periódica disminuya el carácter metálico, en consecuencia aumentan los potenciales de ionización y aumenta la afinidad electrónica, de tal forma que se puede generalizar que los elementos metálicos están en la región izquierda y se comportan como agentes reductores, mientras que los elementos a la derecha son cada vez menos metálicos; más no metales y se comportan como agentes oxidantes.

En los grupos, los tamaños atómicos aumentan al aumentar el número atómico y aumenta también el carácter metálico.

El poder oxidante o reductor de un elemento es una función periódica y ésta esta en función de la posición de este en la Tabla periódica, el poder oxidante aumenta en un período de izquierda a derecha mientras que el poder reductor en un período aumenta de derecha a izquierda.

El comportamiento de los compuestos químicos está determinado principalmente por los enlaces químicos que los constituyen, y estos dependen de las posiciones en la Tabla Periódica de los elementos combinados.

Experimentalmente es útil conocer la posición en que se encuentran los elementos en la Tabla periódica, ya que esto nos permite predecir las reacciones en las que participarán y las propiedades de los compuestos que se formarán a partir de combinar ciertos elementos.

147 Química

Procedimiento

PROCEDIMIENTO

1 Propiedades Reductoras de Sodio, Magnesio y Aluminio.

En cuatro tubos de ensaye de 18 x 150 colocar 2 ml de solución de sulfato de cobre 0.5N. Añadir al primer tubo un trozo de sodio, al segundo tubo un trozo de cinta de magnesio, al tercer tubo un trozo de aluminio previamente lavado con ácido clorhídrico 6 N y al cuarto tubo un poco de polvo de azufre.

Comparar la actividad de los tres metales entre sí y comparar con la del azufre

2 Poder oxidante de los halógenos.

2.1 - Coloca en 2 tubos de ensayo 1 ml de agua de bromo y 1 ml de tetracloruro de carbono y agita cada tubo; enseguida añade a uno de ellos 1 ml de solución de cloruro de sodio y al otro tubo 1 ml de yoduro de sodio. Anota todas tus observaciones.

2.2 - Coloca en dos tubos de ensaye 1 ml de agua de cloro y 1 ml de tetracloruro de carbono, tape y agita cada tubo; enseguida añada a uno de ellos 1 ml de solución de bromuro de sodio y al otro 1 ml de solución de yoduro de sodio. Anota todas tus observaciones.

2.3 - Coloca en 2 tubos de ensaye 1 ml de agua de yodo y 1 ml de tetracloruro de carbono, tape y agite cada tubo, enseguida añada a uno de ellos 1 ml de solución de cloruro de sodio y 1 ml de bromuro de sodio. Anote todas sus observaciones.

2.4 - Escribe cada una de las reacciones llevadas a cabo en este experimento.

3 Carácter oxidante de compuestos de metales de transición:

3.1 - En tubos de ensaye colocar 1 ml de cada una de las siguientes soluciones:

Cromato de Sodio, Dicromato de Potasio, Permanganato de Potasio, Sulfato de Manganeso(II)

3.2 - Agregar 1 ml de solución de yoduro de potasio a cada uno de los tubos.

148 Química

Procedimiento

Anota tus observaciones.

3.3 - A cada uno de los tubos conteniendo ambas soluciones agregar 0.5 ml de ácido clorhídrico 6N.

3.4 - Anota tus observaciones.

3.5 - Agregar 1 ml de tetracloruro de carbono a cada uno de los tubos, agitar vigorosamente. Anotar cualquier cambio de color que se observe en la capa de tetracloruro de carbono

3.6 - Escribe las ecuaciones de cada una de las reacciones involucradas en este experimento y ordene cada una de los compuestos ensayados en orden creciente de su poder oxidante.

INVESTIGACION

1. Escriba las ecuaciones de las reacciones químicas que se llevan a cabo en cada uno de los experimentos efectuados.

2. ¿Cuál es la función del ácido clorhídrico en el punto 5.3.3 del experimento 5.3?

3. Explica los siguientes conceptos:

a) Tabla Periódica

b) Periodicidad

c) Grupo o familia

d) Período

e) Propiedades periódicas.

4. Lista cuatro propiedades de los elementos que varíen periódicamente.

5. Da el nombre con que se conoce a cada uno de los siguientes Grupos: IA, IIA, IVA, VA, VIA, VIIA. ¿Cuál es el significado de cada nombre?

6. ¿Qué relación existe entre el número de un período y la estructura electrónica de los átomos de los elementos en un período?

149 Química

Procedimiento

El comportamiento de los compuestos químicos está determinado principalmente por los enlaces químicos que los constituyen, y estos dependen de las posiciones en la Tabla Periódica de los elementos combinados.

Experimentalmente es útil conocer la posición en que se encuentran los elementos en la Tabla periódica, ya que esto nos permite predecir las reacciones en las que participarán y las propiedades de los compuestos que se formarán a partir de combinar ciertos elementos.

PROCEDIMIENTO

1 Propiedades Reductoras de Sodio, Magnesio y Aluminio.

En cuatro tubos de ensaye de 18 x 150 colocar 2 ml de solución de sulfato de cobre 0.5N. Añadir al primer tubo un trozo de sodio, al segundo tubo un trozo de cinta de magnesio, al tercer tubo un trozo de aluminio previamente lavado con ácido clorhídrico 6 N y al cuarto tubo un poco de polvo de azufre.

Comparar la actividad de los tres metales entre sí y comparar con la del azufre

2 Poder oxidante de los halógenos.

2.1 - Coloque en 2 tubos de ensayo 1 ml de agua de bromo y 1 ml de tetracloruro de carbono y agite cada tubo; enseguida añada a uno de ellos 1 ml de solución de cloruro de sodio y al otro tubo 1 ml de yoduro de sodio. Anote todas sus observaciones.

2.2 - Coloque en dos tubos de ensaye 1 ml de agua de cloro y 1 ml de tetracloruro de carbono, tape y agite cada tubo; enseguida añada a uno de ellos 1 ml de solución de bromuro de sodio y al otro 1 ml de solución de yoduro de sodio. Anote todas sus observaciones.

150 Química

Procedimiento

2.3 - Coloque en 2 tubos de ensaye 1 ml de agua de yodo y 1 ml de tetracloruro de carbono, tape y agite cada tubo, enseguida añada a uno de ellos 1 ml de solución de cloruro de sodio y 1 ml de bromuro de sodio. Anote todas sus observaciones.

2.4 - Escriba cada una de las reacciones llevadas a cabo en este experimento.

3 Carácter oxidante de compuestos de metales de transición:

3.1 - En tubos de ensaye colocar 1 ml de cada una de las siguientes soluciones:

Cromato de Sodio, Dicromato de Potasio, Permanganato de Potasio, Sulfato de Manganeso(II)

3.2 - Agregar 1 ml de solución de yoduro de potasio a cada uno de los tubos.

Anote sus observaciones.

3.3 - A cada uno de los tubos conteniendo ambas soluciones agregar 0.5 ml de ácido clorhídrico 6N.

3.4 - Anote sus observaciones.

3.5 - Agregar 1 ml de tetracloruro de carbono a cada uno de los tubos, agitar vigorosamente. Anotar cualquier cambio de color que se observe en la capa de tetracloruro de carbono

3.6 - Escriba las ecuaciones de cada una de las reacciones involucradas en este experimento y ordene cada una de los compuestos ensayados en orden creciente de su poder oxidante.

151 Química

Procedimiento

INVESTIGACION

7. Escriba las ecuaciones de las reacciones químicas que se llevan a cabo en cada uno de los experimentos efectuados.

8. ¿Cuál es la función del ácido clorhídrico en el punto 5.3.3 del experimento 5.3?

9. Explique los siguientes conceptos:

a) Tabla Periódica

b) Periodicidad

c) Grupo o familia

d) Período

e) Propiedades periódicas.

10. Liste cuatro propiedades de los elementos que varíen periódicamente.

11. Dé el nombre con que se conoce a cada uno de los siguientes Grupos: IA, IIA, IVA, VA, VIA, VIIA. ¿Cuál es el significado de cada nombre?

12. ¿Qué relación existe entre el número de un período y la estructura electrónica de los átomos de los elementos en un período?

152 Química

Procedimiento

13. Investigue y ordene en forma creciente de su actividad a los siguientes grupos de iones, átomos neutros y moléculas diatómicas.

a) Ca+2, Mg+2, Ba+2, Sr+2.

b) Ca, Mg, Ba, Sr.

c) F-, Cl-, Br-, I-.

d) F2, Cl2, Br2, I2.

14. Investigue como podrían limpiarse objetos de plata que se han manchado de negro al contacto con materiales que contienen azufre como hule, mayonesa, huevo o ácido sulfhídrico presente en el aire.





153 Química


Identificación de la Periodicidad Química en función de las propiedades mostradas por los elementos




Aplicó las medidas de seguridad e higiene. 1.- Realizó la práctica con responsabilidad. 2.- Trabajó adecuadamente en equipo. 3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica. 4.- Anotó las observaciones con relación al poder reductor del Na, Mg y Al

5.- Anotó las observaciones con relación al poder oxidante de los halógenos

6.- Anotó las observaciones con relación al poder oxidante de los compuestos de metales de transición.

7.- Escribió las ecuaciones de las reacciones que se efectuaron en el paso 1.



10.- Estableció conclusiones de sus observaciones. 11- Contestó correctamente el cuestionario.


- Dio tratamiento a los residuos recuperables. Observaciones:

PSP:

Hora de inicio:

Hora de término:

Evaluación:

154 Química

Unidad de aprendizaje 3 Práctica número: 16 Nombre de la práctica: Medición de la Conductividad y solubilidad de sustancias.

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno comprobará el distinto comportamiento de los compuestos de acuerdo al paso de la corriente eléctrica y su solubilidad en diferentes disolventes para identificar el tipo de enlace que presentan iónico, covalente o metálico

Escenario Laboratorio. Duración 3 hr

Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta * Gradilla para tubos de

ensaye * Vaso de precipitado * Tubos de ensayo * Varilla agitadora * Vidrios de reloj. * Bombilla * Embudos * Cables. * Espátula * Pila 4.5 V * Cloruro de sodio NaCl * Nitrato de potasio KNO3 * Azufre en polvo * Aluminio. * Zinc * Cobre * Nitrato de plomo (II)

Pb(NO3)2 * Sulfato de cobre (II)

CuSO42 • Etanol • Tetracloruro de carbono * Agua destilada

* Pizarrón. * Mesas de laboratorio

155 Química

Procedimiento




PROCEDIMIENTO

Monta el circuito de la figura.

1ª PARTE

1) Comprobar la conductividad de los productos sólidos. Se apoyan los electrodos sobre el sólido correspondiente y se observa si se enciende la bombilla.

2) Comprobar la conductividad de los productos líquidos. Se colocan 10 ml del líquido correspondiente en el crisol y se introducen los electrodos (evitando que se toquen). Utilizar un crisol para el agua y el otro para el resto de los disolventes. Una vez comprobada la conductividad de cada compuesto verter dicho líquido en el vaso de precipitado.

156 Química

Procedimiento

CONDUCTIVIDAD Productos

NaCl KNO3

Azufre Al Cu Zn

Agua Alcohol

CCl4

Conductor Sí / No

2ª PARTE 3) Comprobar la solubilidad de una sustancia. Coloca en 6 tubos de ensayo una pequeña cantidad de los sólidos (NaCl, KNO3, CuSO4, Al, Cu y S) y añade unos 10 ml de agua en cada uno de ellos, observa la solubilidad de cada producto. Utiliza los otros dos tubos de ensayo, para comprobar la solubilidad del S en alcohol y en CCl4. 4) Comprobar la conductividad de las disoluciones del paso anterior. Vierte el contenido del tubo de ensayo en el crisol y comprueba su conductividad.

Productos Propiedades

S NaCl KNO3 CuSO4

Al Cu

Agua Solubilidad Conductividad ¿Es soluble el azufre en Alcohol? ¿Conduce la corriente eléctrica? ¿Es soluble el azufre en CCl4? ¿Conduce la corriente eléctrica?

157 Química

Procedimiento

CUESTIONES

1. A partir de la conductividad y solubilidad observada para cada compuesto, deduce el tipo de enlace que presentan las diferentes sustancias estudiadas.

Productos

NaCl

KNO3

Al

Cu

Zn

CuSO4

Agua

Alcohol

CCl4

Tipo de Enlace

2. ¿Por qué los metales son tan buenos conductores?

3. ¿ Por qué los compuestos iónicos no conducen la corriente eléctrica en estado sólido y si la conducen cuando están disueltos?





158 Química


Medición de la Conductividad y solubilidad de sustancias




Aplicó las medidas de seguridad e higiene. 1.- Realizó la práctica con responsabilidad. 2.- Trabajó adecuadamente en equipo. 3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica. 4.- Montó en forma correcta el aparato 5.- Anotó las observaciones con relación a la conductividad. 6.- Anotó las observaciones con relación a la solubilidad. 7.- Completó la tabla de conductividades. 8.- Completó la tabla de solubilidades 9.- Estableció conclusiones de sus observaciones. 10.- Identificó el tipo de enlace 11.- Contestó correctamente el cuestionario.



Observaciones:

PSP:

Hora de inicio:

Hora de término:

Evaluación:

159 Química

Unidad de aprendizaje 3 Práctica número: 17 Nombre de la práctica: Identificación de Algunos Átomos

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno identificará los espectros de diferentes elementos utilizando diferentes fuentes de iluminación.


Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • 1 Disco compacto • Luz solar

• Pizarrón. • Mesas de laboratorio • 1 Lámpara de

alumbrado publico de mercurio (luz Blanca)

• 1 Lámpara de alumbrado publico de sodio (luz amarilla)

• 1 Lámpara incandescente

• 1 Puntero Láser (optativo)

160 Química

Procedimiento




Nota: No utilice lámparas de mercurio de laboratorio; son peligrosas debido a que producen una cantidad importante de luz ultravioleta

No apuntar el puntero láser a los ojos.

PROCEDIMIENTO

4.- Coloca un CD en su caja, pero con la parte escrita así abajo, de modo que la cara que refleja la radiación que expuesta.

5.- Ubícate al sol. Sostén la caja con el CD a la altura de la cintura y muévela suavemente para distinguir el reflejo de la luz en la superficie del CD. A partir de esta posición, gire lentamente la caja hacia el observador. A medida que varié el ángulo, lograra un barrido de los espectros de la fuente de luz. Puede ser conveniente cerrar un ojo durante la observación del espectro.

6.- Observa los diferentes colores y su secuencia. Registra los resultados

7.- Busque una lámpara de filamento incandescente. Repite el experimento anterior y registra el espectro obtenido.

161 Química

Procedimiento

8.- Busca una lámpara de mercurio en la calle que este alejada de otras fuentes de iluminación. Estas lámparas se caracterizan por ser muy luminosas y de color blanco.

9.- Ubícate sobre la vereda a una distancia considerable de la fuente de luz (20 a 60 m), para que ésta actúe como fuente puntual.

10.- Sostén la caja con el CD a la altura de la cintura y obtén el espectro de la fuente de luz en el disco.

11.- Gira lentamente el CD en una y otra dirección para verificar los colores observados.

12.- Repite el mismo procedimiento con una lámpara de sodio. Son las lámparas que producen luz amarilla.

13.- Si dispones de un puntero láser, repite el experimento utilizando esta fuente de luz.

14.- Describe tus observaciones. Intenta dibujar la secuencia de colores obtenida sobre el CD en cada caso.

162 Química


Identificación de Algunos Átomos



Desarrollo Sí No No

aplica Aplicó las medidas de seguridad e higiene. 1.- Realizó la práctica con responsabilidad. 2.- Trabajó adecuadamente en equipo. 3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica. 4.- Obtuvo los espectros para cada caso



Observaciones:

PSP:

Hora de inicio:

Hora de término:

Evaluación:

163 Química

Unidad de aprendizaje 3 Práctica número: 18 Nombre de la práctica: Determinación de la propiedades Físicas de las sustancias con enlace

covalente

Propósito de la Práctica Al finalizar la práctica, el alumno determinará el comportamiento de las sustancias consideradas como covalente a través de la determinación de propiedades como punto de fusión, punto de ebullición y solubilidad, para establecer la relación entre estructura y propiedades.


Materiales Maquinaria y Equipo Herramienta • 1.0 Ácido benzoico • 200 ml Ácido vegetal o

lugol • 210 ml Agua • 2 ml Etanol • 1 Tela de alambre con

asbesto • 10 ml 1-Butanol • 10 ml Tetracloruro de

carbono • 2 g Azúcar común • 2 g Ácido benzoico • 5 ml 2-propanona

(acetona) • 2 ml Ácido oleico

• Pizarrón. • Mesas de laboratorio 1 • 2 Tubos capilares • 1 Vaso de precipitados de 250

ml • 1 Soporte Universal • 1 Mechero de Bunsen • 1 Anillo de hierro de 10 cm • 1 Termómetro de -10 a 400º C • 1 Pinza para termómetro • Cuerpos de ebullición • 1 Tubo de ensaye de 18 x 150

mm • 1 Vaso de precipitados de 250

ml • 1 Pinza para bureta • 12 Tubo de ensaye de 16 x 150

mm • 1 Gradilla par tubos de ensaye • 5 Pipeta graduada de 5 ml • 1 Espátula de porcelana • 3 Agitadores de vidrio • 2 gotero

164 Química

Procedimiento




PROCEDIMIENTO

Fase 1: Determinar el punto de fusión del ácido benzoico, como característica en su identificación del tipo de enlace que presenta. 4.- Coloca dentro del ácido benzoico -alrededor de 2 cm del tubo-, mediante calor cierra un extremo del tubo capilar. 5.- Amarra un trozo de hule látex capilar al termómetro de tal manera que coincida con el bulbo. 6.- Introduce en un vaso de precipitados que se ha llenado aproximadamente a la mitad con el aceite y calienta. 7.- Observa cuidadosamente y cuando el sólido se funda, registra la temperatura.

165 Química

Procedimiento Una vez que haz revisado el procedimiento contesta la siguiente pregunta. ¿El punto de fusión de las sustancias covalentes, será mayor o menor que el de las sustancias iónicas? Fase 2: Determina el punto de ebullición del etanol, para relacionarlo con el tipo de enlace que presenta. 8.- Coloca 2 ml de etanol en un tubo de ensaye y calienta en un baño de agua, así como indica la figura siguiente. El calentamiento debe ser suave, recuerda que el etanol es inflamable.

9.- Mide la temperatura que corresponde al punto de ebullición aproximado de la sustancia al empezar a desprenderse burbujas. 10.- Coloca en una gradilla, tres tubos de ensaye y pon en cada uno de ellos aproximadamente 0.5 ml de 2 propanona; al primero agrega 2 ml de agua; al segundo 2 ml de tetracloruro de carbono; y al tercero, 2 ml de 1-butanol. 11.- Agita los tubos y observa. 12.- Repite la misma secuencia de pruebas con el ácido benzoico.

166 Química

Procedimiento Fase 3: Determinar la solubilidad de algunas sustancias con enlace covalente, para relacionar la solubilidad con la estructura. 13.- Coloca en la gradilla, tres tubos de ensaye y vierte en cada uno de ellos aproximadamente 0.5 ml de 2 - propanona; al primero agregar 2 ml de agua; al segundo 2 ml de tetracloruro de carbono y al tercero, 2 ml de 1 - butanol. 14.- Agita los tubos y observa. 15.- Repite la misma secuencia de pruebas con el ácido oleico.

16.- Registra tus observaciones 17.- Anota el grado de solubilidad del soluto en cada disolvente, y al efecto llena la siguiente tabla: Agua Tetracloruro de carbono 1 Butanol Agua Tetracloruro de carbono 1 Azúcar Ácido benzoico 2- Propanona Ácido oleico

167 Química


Físicas de las sustancias con enlace covalente



Desarrollo Sí No No

aplica Aplicó las medidas de seguridad e higiene. 1.- Realizó la práctica con responsabilidad. 2.- Trabajó adecuadamente en equipo. 3.- Tomó en cuenta las indicaciones para realizar la práctica. 4.- Determinó el punto de fusión del ácido benzoico, para identificación del tipo de enlace

5.- Determinó el punto de ebullición del etanol, para relacionarlo con el tipo de enlace

6.- Determinó la solubilidad de algunas sustancias con enlace covalente, para relacionar la solubilidad con la estructura



Observaciones:

PSP:

Hora de inicio:

Hora de término:

Evaluación:

168 Química

Resumen En este capítulo se identificaron los tipos de radiación con sus principales características como frecuencia, longitud de onda y energía a partir de los principales investigadores de cómo Albert Einstein, entre otros. La teoría cuántica establece que los átomos y moléculas emiten energía radiante en cantidades discretas (cuanta) y no en forma continua. Este comportamiento esta gobernado por la relación E = hν, donde E es la energía de la radiación, h es la constante de Planck y ν es la frecuencia de la radiación. La energía se emite siempre en múltiplos enteros de hν (1 hν, 2 hν, 3 hν…). El espectro de líneas del hidrogeno, que era un misterio para los físicos de siglo XIX, también se explicaba con la teoría cuántica. El Modelos que desarrollo Bohr para el átomo de hidrogeno suponía que la energía de un único electrón esta cuantizada, es decir, limitada a ciertos valores definidos de energía por un entero, el número cuántico principal. De Broglie amplió la descripción de Einstein del comportamiento de onda-partícula de la luz a toda la materia en movimiento. La longitud de onda de una partícula en movimiento, de masa m y velocidad υ, se expresa con la ecuación �=h/mυ formulada por De Broglie. Se describió el Modelo de Bohr para identificar los niveles de energía que caracterizan a este modelo con sus principales ideas básicas; así como la representación de los números cuánticos y las reglas para la representación electrónicas de los átomos. A Bohr se debe el descubrimiento de por qué un electrón no se precipita al núcleo o no emite radiaciones al estar girando alrededor éste. Con él aparece el primer número cuántico llamado n (nivel).

En un átomo la cantidad de protones es igual al número atómico y la cantidad de protones es igual a la cantidad de electrones; la suma de protones y neutrones es igual al número de masa; los electrones están distribuidos en niveles de energía principales y en subniveles, para los cuales existe una cantidad máxima de electrones; el orden de ocupación de los niveles y subniveles de energía puede predecirse mediante el principio de construcción progresiva. La configuración electrónica es el conjunto de electrones que hay en cada subnivel de energía y que ubica a todos los electrones dentro de un átomo; aquélla constituye la base que permite comprender y predecir muchas propiedades de los elementos. Actualmente la tabla periódica de los elementos químicos cuenta con 106 elementos, la cual está dividida en: metales y no metales, dentro de los primeros se localizan los metales de transición; en tanto que en los no metales se encuentran los elementos que se conocen como semimetales, aunque también reciben el nombre de metaloides. También se describió la forma en que se ordenan los elementos de acuerdo con su peso atómico y sus principales propiedades concluyendo en la tabla periódica de los elementos, identificando los grupos y periodos, así mismo se describieron las propiedades periódicas de los elementos. Se explicó los mecanismos de formación de los tipos de enlaces, así como las principales funciones de los compuestos de acuerdo con los tipos de enlaces, así como la representación gráfica sobre la base de la estructura de Lewis y su formula estructural. Considerando las propiedades químicas y físicas de los compuestos como son la conductividad y solubilidad.

169 Química


1. ¿Cuáles son las regiones del espectro

electromagnético? 2. De acuerdo a la longitud de onda y frecuencia

¿Cuáles son los tipos de radiación electromagnética?

3. Describe la ecuación de la velocidad de la luz. 4. Mediante un esquema describe los niveles y

subniveles de energía 5. ¿Qué es el efecto Zeeman? 6. ¿Cuáles son los valores que puede tener el

número cuántico principal? 7. Representa la configuración electrónica de los

primeros 10 elementos de la tabla periódica 8. ¿Cuales son las variaciones de las propiedades

en un periodo de la tabla periódica? 9. ¿Cuál es la diferencia principal entre un enlace

iónico y un covalente? 10. Describe las reglas para la estructura de Lewis. 11. La longitud de onda de la luz verde de un

semáforo esta alrededor de 522 nm ¿Cuál es la frecuencia de esta radiación?

12. Calcula la frecuencia de cada una de las

radiaciones siguientes: a) radiación ultravioleta de longitud de onda, �= 5x10-8 m b) radiación de longitud de onda, �=2x10-4 m Datos: c=3 · 108 m/s

13. ¿Cuál será la longitud de onda de la radiación

emitida si en el átomo de hidrógeno se produce un salto del electrón desde la tercera a la segunda órbita?

14. El color azul del cielo se debe a la dispersión

de la luz solar por las moléculas del aire. La luz azul tiene una frecuencia de unos 7.5x104 Hz. a) Calcula la longitud de onda en nm, asociada a esta radiación. b) Calcula la energía joules, de un solo fotón asociado a esta frecuencia.

15. ¿Qué tipo de orbital (es decir, 2s, 4p, 5d,...)

designa el siguiente grupo de números cuánticos: n=2, l=0, ml=0?

16. De los valores de los números cuánticos

asociados con los siguientes orbitales: a) 2p, b) 3s, c) 5d

17. Determine el máximo número de electrones

que se pueden encontrar en cada uno de los siguientes subniveles: 3s, 3d, 4p, 4f, 5f.

18. Indica de las siguientes configuraciones que

corresponden a átomos neutros (A = 1s22s22p3; B = 1s22s22p5; C = 1s22s22p23s1; D = 1s22s22p63s2) qué elemento presenta el mayor potencial de ionización.

19. Para las moléculas SiH4, CO2, O3 y SO2, se

pide: Escribe las estructuras de Lewis.

170 Química

4 DETERMINACIÓN DE LA IMPORTANCIA DE LA QUÍMICA ORGÁNICA EN

EL DESARROLLO INDUSTRIAL

Al finalizar la unidad, el alumno explicará la importancia de los compuestos orgánicos, de acuerdo a la Química Orgánica, para el desarrollo industrial del país.

171 Química


Curso


Resultados de

Aprendizaje

QUÍMICA 72 HR

4.1 Identificar a los compuestos orgánicos de acuerdo con sus estructuras

12 Hr

4.2. Describir las propiedades del petróleo y la importancia de la Petroquímica en el desarrollo industrial del país de acuerdo al desarrollo sustentable.

3 Hr


15 Hrs.


8 Hrs.


20 Hrs.


29 Hrs.

172 Química

Sumario • El átomo de carbono • Estructura y tipos de enlace. • Hibridación sp, sp2, sp3. • Cadenas de carbón • Nomenclatura de compuestos de carbón. • Alcanos. • Alquenos • Alquinos • Identificación de grupos funcionales • El petróleo. • Orígenes • Composición • Propiedades • Dilema sobre la transformación química

del petróleo o su empleo como energético

• Petroquímica • Utilización global del petróleo. RESULTADO DE APRENDIZAJE 4.1 Identificar los compuestos orgánicos con sus estructuras 4.1.1 El Átomo de Carbono. • Estructura y Tipos de Enlace El átomo de carbono constituye el elemento esencial de toda la química orgánica, y dado que las propiedades químicas de elementos y compuestos son consecuencia de las características electrónicas de sus átomos y de sus moléculas, es necesario considerar la configuración electrónica del átomo de carbono para poder comprender su singular comportamiento químico. Se trata del elemento de número atómico Z = 6. Por tal motivo su configuración electrónica en el estado fundamental o no excitado es 1s2 2s2 2p2. La existencia de cuatro electrones en la última capa sugiere la posibilidad bien de ganar otros cuatro convirtiéndose en el ion C4- cuya configuración electrónica coincide con la del gas noble Ne, bien de perderlos pasando a ion C4+ de configuración electrónica idéntica a la del He. En realidad una pérdida o ganancia de un número tan elevado de

electrones indica una dosis de energía elevada, y el átomo de carbono opta por compartir sus cuatro electrones externos con otros átomos mediante enlaces covalentes. Esa cuádruple posibilidad de enlace que presenta el átomo de carbono se denomina tetravalencia. Enlaces: Los cuatro enlaces del carbono se orientan simétricamente en el espacio de modo que, considerando su núcleo situado en el centro de un tetraedro, los enlaces están dirigidos a lo largo de las líneas que unen dicho punto con cada uno de sus vértices. La formación de enlaces covalentes puede explicarse, recurriendo al modelo atómico de la mecánica cuántica, como debida a la superposición de orbitales o nubes electrónicas correspondientes a dos átomos iguales o diferentes. Así, en la molécula de metano CH4 (combustible gaseoso que constituye el principal componente del gas natural), los dos electrones internos del átomo de C, en su movimiento en torno al núcleo, dan lugar a una nube esférica que no participa en los fenómenos de enlace; es una nube pasiva. Sin embargo, los cuatro electrones externos de dicho átomo se mueven en el espacio formando una nube activa de cuatro lóbulos principales dirigidos hacia los vértices de un tetraedro y que pueden participar en la formación del enlace químico. Cuando las nubes electrónicas de los cuatro átomos de hidrógeno se acercan suficientemente al átomo de carbono, se superponen o solapan con los lóbulos componentes de su nube activa, dando lugar a esa situación favorable energéticamente que denominamos enlace.

Todos los enlaces C - H en el metano tienen la misma longitud 1,06 Å (1 Å == 10-10 m) y forman entre, sí ángulos iguales de 109º. Tal situación define la geometría tetraédrica característica de los enlaces del carbono. La propiedad que presentan los átomos de carbono de unirse de forma muy estable no sólo con otros átomos, sino también entre sí a través de enlaces C - C, abre una enorme cantidad de posibilidades en la formación de moléculas de la más diversa geometría, en forma de cadenas lineales, cadenas cíclicas o incluso redes cúbicas. Éste es el secreto

173 Química

tanto de la diversidad de compuestos orgánicos como de su elevado número. • Hibridación sp, sp2, sp3 La hibridación sp3 3 Se forma por la combinación de un orbital s con tres orbitales p, esto es:

El ángulo entre dos orbitales cualesquiera es el tetraédrico, es decir de 109.5 °. Con relación a su estructura cada uno de los cuatro átomos de hidrógeno está unido al de carbono por un enlace covalente, es decir, compartiendo un par de electrones. Cuando en carbono está unido a otros cuatro átomos, sus orbitales enlazantes (orbitales sp3, formados por la mezcla de un orbital s y tres p) se dirigen hacia los vértices de un tetraedro. Cada núcleo de hidrógeno debe ubicarse en un vértice de este tetraedro. Su molécula es muy simétrica, resultando una molécula no polar, así que los puntos de fusión y ebullición son muy bajos, el primero es de –183° y el segundo es de –161°. Como consecuencia, el metano a temperaturas ordinarias es un gas, es apenas soluble en agua y muy soluble en líquidos orgánicos, tales como la gasolina, éter y alcohol. El metano fija la norma para la familia de los alcanos en cuanto a sus propiedades tanto físicas como químicas. Típicamente, sólo se combina con sustancias muy reactivas, o bien, bajo condiciones muy vigorosas, entonces se consideran poco reactivos, en ciertas condiciones, son atacados por halógenos, ácidos y oxígeno y experimentan comúnmente reacciones de sustitución. Hibridación sp2: El miembro más sencillo de la familia de los alquenos es el etileno, C2H4. En vista de la fácil conversión del etileno en etano, es razonable

suponer que ambos tienen cierta similitud estructural. En consecuencia, comenzamos conectando los átomos de carbono con un enlace covalente y luego unimos dos átomos de hidrógeno a cada uno de ellos. En ésta etapa cada carbono tiene solamente seis electrones de valencia. El doble enlace carbono-carbono es el rasgo característico de la estructura de los alquenos. Para formar enlaces con tres átomos adicionales, el carbono hace uso de tres orbitales híbridos sp2 lo que resulta de mezclar un orbital s y dos p. Los orbitales sp2 se encuentran en el plano del núcleo del carbono y que se dirigen hacia los vértices de un triángulo equilátero; el ángulo entre cualquier par de orbitales resulta así de 120°. Este arreglo trigonal permite la separación máxima de los orbitales híbridos. Este doble enlace llamado σπ, consiste en dos partes: Una nube electrónica situada por encima y otra por debajo del plano de los átomos. El doble enlace carbono-carbono consta, por lo tanto, de un enlace sigma fuerte y un enlace pi débil. Las propiedades físicas de estos compuestos son esencialmente semejantes a los alcanos: son insolubles en agua pero solubles en líquidos no polares como el benceno, el cloroformo o el éter; sus puntos de ebullición aumentan con el número creciente de carbonos; son débilmente polares; su punto de fusión es de 169°C, ligeramente mayor que el del metano; con relación a su reactividad, es mayor que la que presentan los alcanos, debido a su doble enlace. Los alquenos son mucho más reactivos que los alcanos; dan lugar a reacciones de adición y de polimerización y son fácilmente oxidables. Hibridación sp Se combina un orbital s con un orbital p, y quedan dos orbitales p puros o sin combinar: El miembro más sencillo de la familia de los alquinos es el acetileno, donde los átomos de carbono comparten tres pares de electrones, es decir, están unidos por un triple enlace. El triple enlace carbono-carbono es la característica distintiva de la estructura de los alquinos.

174 Química

Para formar enlaces con dos átomos adicionales, el carbono hace uso de dos orbitales equivalentes, híbridos: orbitales sp que resulta de mezclar uno s y otro p. Estos orbitales sp se encuentran en una línea recta que pasa por el núcleo del carbono, por lo que el ángulo entre ellos es de 180°. Este arreglo lineal permite la máxima separación de los orbitales híbridos. Así como la repulsión entre orbitales genera cuatro enlaces tetraédricos o tres trigonales, también da origen a dos enlaces lineales. El acetileno es una molécula lineal, con cuatro átomos ubicados a lo largo de una línea recta. Tanto los enlaces carbono-hidrógeno, como los carbono-carbono, son cilíndricamente simétricos en torno a una línea recta que une los núcleos, por lo que son enlaces sigma. El triple enlace se forma por medio de un enlace σ y 2 enlaces π Son compuestos de baja polaridad, son insolubles en agua, pero bastante solubles en solventes orgánicos usuales de baja polaridad, son menos densos que el agua y sus puntos de ebullición muestran aumentos usuales con el aumento de número de carbonos. Son fácilmente oxidables y dan lugar a reacciones de adición y polimerización. • Cadenas de Carbón El enorme conjunto de los compuestos orgánicos del carbono puede estudiarse atendiendo a las formas de los distintos «esqueletos» carbonados o cadenas de carbono. Estas cadenas de carbono llegan a formarse por la facilidad que presenta el carbono de poder unirse consigo mismo. Los compuestos con un esqueleto en forma de cadena abierta se denominan alifáticos (del griego: aleiphar = grasa, ya que las grasas presentan esqueleto carbonado de este tipo). Los compuestos orgánicos también pueden presentar estructuras en forma de ciclo, por ejemplo:

Se conocen dos clases de compuestos cíclicos: alicíclicos y aromáticos. Los compuestos alifáticos sólo se diferencian de los alicíclicos en que estos últimos presentan la cadena cerrada. Los compuestos aromáticos, sin embargo, presentan estructuras especiales. Tanto los compuestos alifáticos como los cíclicos pueden presentar ramificaciones en sus estructuras. En las cadenas llamaremos:

Carbonos primarios, a los que están unidos a un sólo átomo de carbono (no importa que el enlace sea simple o no);

Carbonos secundarios, terciarios o

cuaternarios, a los que están unidos respectivamente a dos, tres o cuatro átomos de carbono diferentes.

Elabora una tabla de los tipos de hibridación del átomo de carbono. Propón algunos ejemplos de las hibridaciones sp3, sp2, sp. Mediante globos inflados explica la hibridación sp3, sp2, sp del carbono. Elabora tus conclusiones y compáralas con las de tus compañeros.

175 Química

4.1.2 Nomenclatura de compuestos de carbón.

• Alcanos Son compuestos relativamente inertes comparados con otros; su reactividad depende de la elección del reactivo. La fórmula general de los alcanos es: (CnH2n+2) en donde n es el número de átomos de carbono; si lo reemplazamos por tres, la fórmula queda: C3H(2x3)+2=C3H8. Así se encuentra la fórmula molecular de cualquier alcano. Estructura Los átomos de carbono de los alcanos presentan hibridación sp3, y se disponen formando cadenas en zig-zag. Estructuralmente, el etano es una molécula con átomos de carbono tetraédricos. Cada ángulo H-C-H es de 109.5o y cada distancia de enlace C-H mide 0.99 angstroms. La distancia del enlace -C-C- es de 1.53 angstroms. Nomenclatura Cuando se emplea la fórmula general de los alcanos (CnH2n+2), estos se diferencian uno de otro en un grupo -CH2-, constituyendo una serie homóloga. La nomenclatura en química es de dos tipos: común (o trivial) y sistemática. Algunos nombres comunes existen antes de que la química orgánica se convirtiera en una rama organizada de la ciencia química y antes de que se supiera que diferentes compuestos tenían estructuras distintas. Metano, etano, propano, n-butano, isobutano, n-pentano, isopentano y neopentano son nombres comunes. Desde 1892, los químicos empezaron a desarrollar un conjunto de reglas para nombrar compuestos orgánicos basadas en su estructura, las que nosotros llamamos ahora reglas de la IUPAQ. Cicloalcanos Los cicloalcanos son alcanos que contienen un anillo de tres o más átomos de carbono. Se

encuentran frecuentemente en química orgánica y se caracterizan por la fórmula molecular (CnH2n). Ejemplo el ciclopropano, ciclobutano, ciclopentano y ciclohexano. Como se puede ver, los cicloalcanos se nombran, bajo el sistema de la IUPAQ, añadiendo el prefijo ciclo- al nombre del alcano sin ramificar con el mismo número de carbonos que el anillo. Los grupos sustituyentes se identifican del modo usual. Sus posiciones se especifican numerando los átomos de carbono del anillo en el sentido que dé el localizador más bajo al sustituyente en el primer punto de diferencia. Las reglas para denominar a los cicloalcanos sustituidos son similares a las que se aplican a los alcanos de cadena abierta. Para la mayor parte de los compuestos sólo hay dos: Determinar la sustancia principal. Se cuenta la

cantidad de átomos de carbono en el anillo y en la cadena sustituyente más larga. Si la primera es igual o mayor que la segunda, el nombre del compuesto es de un cicloalcano sustituido con alquilos. Si ocurre a la inversa (la cantidad de átomos de carbono en el sustituyente mayor es mayor que en el anillo), el nombre del compuesto es el de un alcano sustituido con cicloalquilo. Por ejemplo: metilciclopentano, 1-ciclopropilbutano.

Numerar los sustituyentes. Para numerar los

cicloalcanos sustituidos con grupos alquilo, se toma un punto de fijación como C1 y se numeran los sustituyentes en el anillo de tal manera que el segundo sustituyente tenga el número más bajo posible. Si continúa la ambigüedad, se numera de tal modo que el tercero o cuarto sustituyente tenga el número más bajo posible, hasta encontrar un punto de diferencia. Ejemplo: 1,3-dimetilciclohexano y no 1,5-dimetilciclohexano.

Cuando hay dos o más grupos alquilo distintos que pueden recibir los mismos números, se numeran por orden alfabético. Ejemplo: 1-etil-2-metilciclopentano y no 2-etil-1-metilciclopentano

176 Química

• Alquenos Los alquenos son hidrocarburos cuyas moléculas contienen doble enlace carbono-carbono. Como todos sus carbonos no están saturados con átomos de hidrógeno se denominan también hidrocarburos insaturados u olefinas. Los átomos de carbono que poseen el doble enlace tienen hibridación sp2 o trigonal. En la hibridación sp2 producida a partir del estado excitado del carbono, como su nombre lo indica, la combinación se realiza entre un orbital s y dos orbitales p, conservando el tercero de éstos su forma pura. Los tres orbitales híbridos sp2 del carbono se disponen sobre un mismo plano a la manera de una hoja de trébol, formando entre sí ángulos de 120º. El orbital p sobrante cae en un plano perpendicular al anterior, situando una mitad por encima y la otra por debajo del mismo. La hibridación sp2 es propia de los átomos de carbono que forman doble enlace, tal como ocurre en el eteno o etileno (CH2=CH2). Formándose un enlace σ y uno π Para la formación de dicha molécula, un orbital híbrido sp2 del primer carbono se superpone con otro orbital híbrido sp2 del segundo carbono, formando un enlace sigma. Los orbitales p de cada átomo quedan paralelos entre sí, formando un nuevo enlace llamado pi. Estos son energéticamente más débiles que los sigmas, pero al ubicarse por encima y debajo del plano, impiden la rotación de los átomos. Los orbitales sp2 tienen la misma forma de los sp3 pero son más pequeños. Por lo tanto el doble enlace es más corto (1.34 Å) que el enlace sencillo (1.53-1.54 Å). Finalmente, la molécula de eteno queda conformada por los enlaces que se forman entre los orbitales sp2 sobrantes y los orbitales s de los hidrógenos.

Los alquenos cuyas fórmulas sólo contienen un doble enlace tienen la fórmula general: CnH2n Nomenclatura Los alquenos se pueden nombrar por dos sistemas de nomenclatura, el sistema común y el sistema IUPAQ. El sistema común se emplea en muy pocos casos. Para nombrar un compuesto por este sistema, se cambia el sufijo ano del alcano correspondiente por ileno. Ejemplo: el etano se nombra como etileno. En el sistema IUPAC, los alquenos se nombran como los alcanos, pero se reemplaza la terminación ano por eno: el propano cambia a propeno. Observe que el 1-buteno se nombró como ά-butileno que es un nombre que corresponde al sistema común de nomenclatura que se utiliza en muy pocos compuestos. En este sistema, el C-1 corresponde al carbono ά y el C-2 corresponde al carbono ß. El último compuesto en donde vamos a considerar el sistema común es en el isobutileno (metilpropeno), compuesto ramificado que se deriva del isobutano. Las reglas IUPAQ para la nomenclatura de los alquenos son las siguientes: Se determina la cadena continua más larga que contenga el doble enlace. Se le numera empezando por el extremo más cercano al doble enlace. Se le asigna el nombre correspondiente de acuerdo con el número de carbonos, y se finaliza con el sufijo eno. Al nombre se antepone el número que indica la ubicación del doble enlace. Ejemplo: 2-penteno Cuando hay más de un doble enlace en la molécula se utilizan los prefijos di, tri, tetra, etc., antes de la terminación eno. Ejemplo: 1,3-pentadieno y 1, 3, 5 hexatrieno.

177 Química

Las posiciones de los sustituyentes se indican por el número del átomo de carbono al cual se encuentran unidos. Ejemplo: 3,3-dimetil-1-buteno y 2-metil-2-buteno. En los alquenos ramificados se escoge como cadena principal la que contenga el mayor número de dobles enlaces aunque ella no sea la más larga. Ejemplo: 4-pentil-1, 3, 5, 7-octatetraeno Si un alqueno posee varios sustituyentes, éstos deben ser ordenados alfabéticamente. Ejemplo: 4-etil-5-isopropil-2,7-dimetil-2-octeno Los cicloalquenos se nombran colocando el prefijo ciclo al nombre del hidrocarburo de cadena abierta correspondiente de igual número de átomos de carbono que el anillo. Ejemplo: ciclopropeno, ciclobuteno, ciclopenteno, ciclohexeno. Los cicloalquenos sustituidos se numeran dé tal forma que se dé a los átomos de carbono del doble enlace las posiciones 1 y 2 y a los grupos sustituyentes los números más pequeños: No es necesario especificar la posición del doble enlace: 1-metilciclopenteno, 3,4-dimetilciclohexeno Cuando hay dos dobles enlaces se indica la posición de cada uno de ellos. Ejemplo: 1,3-ciclopentadieno

Nomenclatura de los Alquenos

Fórmula y Estructura Molecular

del Alqueno Nombre IUPAQ

eteno

propeno

1-buteno

metilpropeno

1-penteno

1-hexeno

2-metil-2-penteno

2,3-dimetil-2-buteno

Ciclopenteno

Ciclohexeno

178 Química

Benceno

2,4-heptadieno • Alquinos Los alquinos son hidrocarburos cuyas moléculas contienen al menos un triple enlace carbono-carbono, característica distintiva de su estructura. Los alquinos no cíclicos tienen la fórmula molecular CnH2n-2. Tienen una proporción de hidrógeno menor que los alquenos por esto presentan un grado mayor de insaturación. Los alquinos presentan hibridación sp; los orbitales son más pequeños que los orbitales sp2 de los alquenos y los sp3 de los alcanos. En consecuencia, el carbono con hibridación sp, forma enlaces más cortos que los otros y facilita la ruptura heterólica del enlace C-H. El acetileno es una molécula lineal con una distancia de enlace carbono-carbono de 1.20 Å y una distancia de enlace carbono-hidrógeno de 1.06 Å, y con ángulos de enlace de 180°. Hay un progresivo acortamiento en la longitud del enlace carbono-carbono en la serie etano (1.53 Å), etileno (1.34 Å) y acetileno (1.20 Å). La longitud del enlace carbono-hidrógeno también disminuye.

Un triple enlace carbono-carbono resulta de la superposición de dos átomos de carbono con hibridación sp. Recuérdese que los dos orbitales híbridos sp de carbono adoptan un ángulo de 180o entre sí, a lo largo de un eje perpendicular a los ejes de los dos orbitales no híbridos 2py y 2pz. Cuando dos carbonos con hibridación sp se aproximan uno a otro para enlazarse, la configuración geométrica es adecuada para que se forme un enlace sigma sp-sp y dos enlaces pi p-p; es decir, un triple enlace. Nomenclatura Para nombrar los alquinos se sigue el sistema IUPAC como se hizo con los alcanos y alquenos cambiando el sufijo -ano de los alquenos por -ino. Los nombres de etino y acetileno son nombres aceptados por la IUPAC para el etino. La posición del triple enlace en la cadena se especifica por un número de forma análoga a la usada en la nomenclatura de los alquenos. Los sustituyentes en torno de la cadena seleccionada como más grande deben ser nombrados en orden alfabético. Ejemplo: propino, 1-butino, 2-butino, 4,4-dimetil-2-pentino, 4-etil-5-isopropil-7-metil-2-octino.

Nomenclatura de los Alquinos

Estructura de los Alquinos Nombre IUPAQ

Etino o Acetileno

Propino

179 Química

1-Butino o (but-1-ino)

2-Butino o (but-2-ino)

1-Pentino o (pent-1-ino)

2-Pentino o (pent-2-ino)

1-Hexino o (hex-1-ino)



3-metil-1-butino o (3-metilbut-1-ino)

2,4-Octadino o Octa-2,4-diino

2,2,9,9-Tetrametil 3,5,7-decatrino

• Identificación de Grupos Funcionales La adopción de nombres inequívocos y sistemáticos, a la vez que sencillos, para todos los compuestos orgánicos es hoy en día una de las mayores preocupaciones de los químicos. El número de compuestos orgánicos conocidos es muy elevado (más de 2.000.000) y para poder realizar su estudio es preciso una gran sistematización a la hora de efectuar una cuidada distribución de tales compuestos. Se consiguió efectuar una clasificación de los compuestos orgánicos, introduciendo los conceptos de grupo funcional y de serie homóloga. Se entiende por grupo funcional un conjunto de átomos presente en la cadena de carbono de un compuesto y que por sus características de reactividad define el comportamiento químico de la molécula. Cada grupo funcional definirá, por tanto, un tipo distinto de compuesto orgánico. El conjunto de compuestos orgánicos que contienen el mismo grupo funcional constituye una familia de compuestos. Una serie homóloga está constituida por un grupo de compuestos con el mismo grupo funcional y tales que cada término se diferencia del anterior y del posterior en que posee un grupo —CH2— más y menos, respectivamente. Con estos conceptos, se puede introducir la clasificación de los compuestos orgánicos como derivados de la serie homóloga de cadena no

180 Química

ramificada, de los hidrocarburos saturados (o parafinas), por sustitución de un átomo de hidrógeno por el grupo funcional correspondiente. En cuanto a la nomenclatura, en líneas generales, el nombre de un compuesto orgánico está formado esencialmente por dos partes: un prefijo,

que indica el número de carbonos de la cadena y una terminación, que caracteriza la función. La siguiente tabla muestra las principales funciones orgánicas:

NOMBRE DE LA FAMILIA GRUPO FUNCIONAL EL NOMBRE TERMINA EN EJEMPLO

Alcanos

-ano

Alquenos

-eno

Alquinos

-ino

Hidrocarburos aromáticos

nombres no sistemáticos acabados en -eno

Alcoholes

-ol

Éteres

éter

181 Química

Aldehídos

-al

Cetonas

-ona

Ácidos carboxílicos

-ico, -oico

Ésteres

-ato de ...-ilo

Aminas

-amina

Amidas

-amida

Nitrilos o cianuros

-nitrilo (o cianuro de ...-ilo)

Derivados halogenados

haluro de ...-ilo

182 Química

Recopila más información documental sobre los temas.

Elabora en forma individual de un modelo para identificar alcanos, alquenos y alquinos.

Elabora en mapa conceptual de la nomenclatura y métodos de obtención de los alcanos, alquenos y alquinos.

Analiza con el grupo las reacciones que se dan en los alcanos, alquenos y alquinos.

Realiza un resumen de la identificación de los grupos funcionales. RESULTADO DE APRENDIZAJE 4.2 Describir las propiedades del petróleo y la importancia de la Petroquímica en el desarrollo industrial de país de acuerdo al desarrollo sustentable. 4.2.1 El petróleo • Orígenes El problema de la génesis del petróleo ha sido, por mucho tiempo, un tópico de investigación de interés. Se sabe que la formación del petróleo esta asociada al desarrollo de rocas sedimentarias, depositadas en ambientes marinos o próximos al mar, y que es el resultado de procesos de descomposición de organismos de origen vegetal y animal que en tiempos remotos quedaron incorporados en esos depósitos. Se tiene noticia de que en otro tiempo, los árabes y los hebreos empleaban el petróleo con fines medicinales. En México los antiguos pobladores tenían conocimiento de esta sustancia, pues fue empleada de diversas formas entre las cuales se cuenta la reparación de embarcaciones para la

navegación por los ríos haciendo uso de sus propiedades impermeabilizantes. Las exploraciones petroleras iniciaron hace más de cien años (en 1859, Edwin Drake inició una nueva época cuando encontró petróleo en Pennsylvania, a una profundidad de sólo 69 pies), cuando las perforaciones se efectuaban cerca de filtraciones de petróleo; las cuales indicaban que el petróleo se encontraba bajo la superficie. Hoy día, se utilizan técnicas sofisticadas, como mediciones sísmicas, de microorganismos e imágenes de satélite. Potentes computadoras asisten a los geólogos para interpretar sus descubrimientos. Pero, finalmente, sólo la perforadora puede determinar si existe o no petróleo bajo la superficie. Se ha encontrado petróleo en todos los continentes excepto en la Antártida. En su estado natural se le atribuye un valor mineral, siendo susceptible de generar, a través de procesos de transformación industrial, productos de alto valor, como son los combustibles, lubricantes, ceras, solventes y derivados petroquímicos. El petróleo no se encuentra distribuido de manera uniforme en el subsuelo hay que tener presencia de al menos cuatro condiciones básicas para que éste se acumule:

Debe existir una roca permeable de forma tal que bajo presión el petróleo pueda moverse a través de los poros microscópicos de la roca.

La presencia de una roca impermeable, que evite la fuga del aceite y gas hacia la superficie.

El yacimiento debe comportarse como una trampa, ya que las rocas impermeables deben encontrarse dispuestas de tal forma que no existan movimientos laterales de fuga de hidrocarburos.

Debe existir material orgánico suficiente y necesario para convertirse en petróleo por el efecto de la presión y temperatura que predomine en el yacimiento.

183 Química

• Composición Dependiendo del número de átomos de carbono y de la estructura de los hidrocarburos que integran el petróleo, se tienen diferentes propiedades que los caracterizan y determinan su comportamiento como combustibles, lubricantes, ceras o solventes. Las cadenas lineales de carbono asociadas a hidrógeno, constituyen las parafinas; cuando las cadenas son ramificadas se tienen las isoparafinas; al presentarse dobles uniones entre los átomos de carbono se forman las olefinas; las moléculas en las que se forman ciclos de carbono son los naftenos, y cuando estos ciclos presentan dobles uniones alternas (anillo bencénico) se tiene la familia de los aromáticos. Además hay hidrocarburos con presencia de azufre, nitrógeno y oxígeno formando familias bien caracterizadas, y un contenido menor de otros elementos. Al aumentar el peso molecular de los hidrocarburos las estructuras se hacen verdaderamente complejas y difíciles de identificar químicamente con precisión. Un ejemplo son los asfaltenos que forman parte del residuo de la destilación al vacío; estos compuestos además están presentes como coloides en una suspensión estable que se genera por el agrupamiento envolvente de las moléculas grandes por otras cada vez menores para constituir un todo semicontinuo. • Propiedades Es habitual clasificar a los petróleos dentro de tres grandes tipos considerando sus atributos específicos y los subproductos que suministran: 1) Petróleos asfálticos Negros, viscosos y de elevada densidad: 0,95 g/ml. En la destilación primaria producen poca nafta y abundante fuelóleo, quedando asfalto como residuo. Petróleos asfálticos se extraen del flanco sur de San Jorge (Chubut y Santa Cruz). 2) Petróleos parafínicos

De color claro, fluidos y de baja densidad: 0,75-0,85 g/ml. Rinden más nafta que los asfálticos. Cuando se refina sus aceites lubricantes se separa parafina. Mendoza y Salta poseen yacimientos de petróleos parafínicos. 3) Petróleos mixtos Tienen características y rendimientos comprendidos entre las otras dos variedades principales. Aunque sin ser iguales entre sí, petróleos de Comodoro Rivadavia (Chubut) y de Plaza Huincul (Neuquén) son de base mixta.

Recopila información documental sobre el petróleo.

Elabora un informe de sobre la recopilación documental sobre el petróleo.

Elabora un mapa conceptual de las composiciones y propiedades del petróleo.

Realiza un intercambio de información con los demás equipos sobre las composiciones y propiedades del petróleo.

Realiza una exposición de los trabajos realizados para comparar las conclusiones de tu equipo con las del grupo

4.2.2 Dilema sobre la transformación

química del petróleo o su empleo como energético.

• Petroquímica Del petróleo se obtienen determinados compuestos que son la base de diversas cadenas productivas que determinan en una amplia gama de productos denominados petroquímicos que se utilizan en las industrias de fertilizantes, plásticos, alimenticia, farmacéutica, química y textil, entre otras. Las principales cadenas petroquímicas son

184 Química

las del gas natural, las olefinas ligeras (etileno, propileno y butenos) y la de los aromáticos. A partir del gas natural se produce el gas de síntesis que permite la producción a gran escala de hidrógeno, haciendo posible la producción posterior de amoníaco por su reacción con nitrógeno, y de metanol, materia prima en la producción de metil-terbutil-éter, entre otros compuestos. Del etileno se producen un gran número de derivados, como las diferentes clases de polietileno, cloruro de vinilo, compuestos clorados, óxidos de etileno, monómeros de estireno entre otros que tienen aplicación en plásticos, recubrimientos, moldes, etc. Del propileno se producen compuestos como alcohol isopropílico, polipropileno y acrilonitrilo, que tienen gran aplicación en la industria de solventes, pinturas y fibras sintéticas. Por deshidrogenación de butenos, o como subproducto del proceso de fabricación de etileno se obtiene el 1.3-butadieno que es una materia prima fundamental en la industria de los elastómeros, para la fabricación de llantas, sellos, etc. Una cadena fundamental en la industria petroquímica se basa en los aromáticos (benceno, tolueno y xilenos). El benceno es la base de producción de ciclohexano y de la industria del nailon; así como del cumeno para la producción industrial de acetona y fenol. Los xilenos son el inicio de diversas cadenas petroquímicas, principalmente las de las fibras sintéticas. • Utilización global del petróleo Los siguientes son los diferentes productos derivados del petróleo y su utilización: Gasolina motor corriente y extra - Para consumo en los vehículos automotores de combustión interna, entre otros usos.

Turbocombustible o turbosina - Gasolina para aviones jet, también conocida como Jet-A. Gasolina de aviación - Para uso en aviones con motores de combustión interna. ACPM o Diesel - De uso común en camiones y autobuses. Queroseno - Se utiliza en estufas domésticas y en equipos industriales. Es el que comúnmente se llama "petróleo". Cocinol - Especie de gasolina para consumos domésticos. Su producción es mínima. Gas propano o GLP - Se utiliza como combustible doméstico e industrial. Bencina industrial - Se usa como materia prima para la fabricación de disolventes alifáticos o como combustible doméstico Combustóleo o Fuelóleo - Es un combustible pesado para hornos y calderas industriales. Disolventes alifáticos - Sirven para la extracción de aceites, pinturas, pegantes y adhesivos; para la producción de thinner, gas para quemadores industriales, elaboración de tintas, formulación y fabricación de productos agrícolas, de caucho, ceras y betunes, y para limpieza en general. Asfaltos - Se utilizan para la producción de asfalto y como material sellante en la industria de la construcción. Bases lubricantes - Es la materia prima para la producción de los aceites lubricantes. Ceras parafínicas - Es la materia prima para la producción de velas y similares, ceras para pisos, fósforos, papel parafinado, vaselinas, etc. Polietileno - Materia prima para la industria del plástico en general Alquitrán aromático (Arotar) - Materia prima para la elaboración de negro de humo que, a su

185 Química

vez, se usa en la industria de llantas. También es un diluyente Ácido nafténico - Sirve para preparar sales metálicas tales como naftenatos de calcio, cobre, zinc, plomo, cobalto, etc., que se aplican en la industria de pinturas, resinas, poliéster, detergentes, tensoactivos y fungicidas Benceno - Sirve para fabricar ciclohexano. Ciclohexano - Es la materia prima para producir caprolactama y ácido adípico con destino al nailon. Tolueno - Se usa como disolvente en la fabricación de pinturas, resinas, adhesivos, pegantes, thinner y tintas, y como materia prima del benceno. Xilenos mezclados - Se utilizan en la industria de pinturas, de insecticidas y de thinner. Ortoxileno - Es la materia prima para la producción de anhídricoftálico. Alquilbenceno - Se usa en la industria de todo tipo de detergentes, para elaborar plaguicidas, ácidos sulfónicos y en la industria de curtientes. El azufre que sale de las refinerías sirve para la vulcanización del caucho, fabricación de algunos tipos de acero y preparación de ácido sulfúrico, entre otros usos. En Colombia, de otro lado, se extrae un petróleo pesado que se llama Crudo Castilla, el cual se utiliza para la producción de asfaltos y/o para mejoramiento directo de carreteras, así como para consumos en hornos y calderas. El gas natural sirve como combustible para usos doméstico, industrial y generación de energía termoeléctrica. En el área industrial es la materia prima para el sector de la petroquímica. A partir del gas natural se obtiene, por ejemplo, el polietileno, que es la materia prima de los plásticos.

Del gas natural también se puede sacar gas propano. Esto es posible cuando el gas natural es rico en componentes como propanos y butanos, corrientes líquidas que se le separan. La "globalización" es un proyecto fallido que se sustenta en la extracción de combustibles fósiles y que amenaza el futuro y la vida del planeta. Los límites naturales de la extracción y consumo de petróleo y gas empiezan a imponerse: los cambios climáticos, la destrucción de ecosistemas que conducen a la extrema pobreza de las poblaciones locales afectadas, son frenos que están deteniendo la globalización. Frente a estos elementos hay dos medidas paralelas: Por un lado tenemos a la industria, procurando darle aire a una globalización que se desinfla; y por otro, a las organizaciones sociales y pueblos del planeta que con su lucha y resistencia, aceleran el camino por el que la globalización terminará por reventar. 2. La Corporativización del Mundo: una Estrategia de la Globalización. El mundo de hoy está gobernado por grandes transnacionales, que han incursionado en todas las áreas de la producción, y todas dependen de la energía de los combustibles fósiles. La corporativización ha implicado imponer en los países subordinados del sistema mundial políticas económicas restrictivas para la mayoría de la población; pero, a la vez, concentradoras de las rentas nacionales en una minoría dilapidadora, que se liga al mercado mundial por medio de las empresas transnacionales, cuya producción y comercio se basa en la explotación desmesurada del petróleo y el carbón, de los recursos materiales de toda índole proporcionados por los países huéspedes, incluyendo la fuerza de trabajo barata, sin organización gremial ni prestaciones sociales, todo ello complementado por las dispensas fiscales y la batería de políticas económicas hechas a la medida de la plutocracia internacional que, además, a través del sistema financiero ha sometido al tributo exacerbado de la deuda

186 Química

externa e interna a la población de las naciones subordinadas, que destinan al servicio de tal deuda una parte muy elevada de su renta nacional, lo que menoscaba de manera enorme tanto la inversión productiva cuanto el gasto social indispensable, por lo que el ingreso nacional crece muy lentamente, disminuye el de la mayoría y se priva a la gente de los mínimos de bienestar que son indispensables para el crecimiento económico de largo plazo y el desarrollo humano inexcusable. La fuente de energía para el transporte, la industria, la agricultura mecanizada es principalmente el petróleo. Esto hace que los productos de otros países, sin importar la distancia, compitan deslealmente con los productos nacionales. Para que funcione este modelo se requiere aumentar la exploración y explotación de hidrocarburos fósiles. Por estos motivos, las empresas petroleras adquieren cada vez más fuerza, e influyen en las decisiones de políticas nacionales e internacionales. Han construido un discurso sobre la importancia de las inversiones, evitando enfrentar el hecho de que toda inversión se hace sobre la base de apropiarse de bienes de los Estados nacionales, de abusar de la fuerza de trabajo y de destruir la naturaleza. La extracción de petróleo y gas mantiene y activa el proceso de globalización que beneficia solamente a las transnacionales y grupos de elite, además de provocar impactos ambientales sociales y culturales en todas las fases, desde la exploración hasta el consumo. La deforestación, la contaminación de las fuentes de agua, los suelos destruidos, las culturas desacralizadas, los derechos de los pueblos violentados, son consecuencias directas de la actividad petrolera. Estos impactos son aún mayores en las regiones tropicales, pues se trata de ecosistemas de gran fragilidad y diversidad, donde habitan pueblos que pasan de ser pueblos dueños de la tierra, y con futuro, a ser pueblos errantes, sin tierra, desarraigados y enfermos por la contaminación.

Para favorecer la explotación de petróleo y para lograr un mayor control de las reservas se han impuesto medidas fiscales, legales, y económicas que mantienen un estado de convulsión social permanente en estos países. Entre estas medidas, está la privatización de empresas nacionales de energía, la flexibilización de la legislación ambiental, el menoscabo de los derechos colectivos y la ampliación de la frontera petrolera mediante el uso de tecnologías que les permite acceder a nuevas reservas de crudos pesados y en aguas profundas. Se ha iniciado además una nueva era de gasoductos transnacionales. La destrucción de los mares y el efecto invernadero, la erosión del patrimonio genético, la desaparición de la sabiduría de la historia y la tradición, son consecuencias directas de la globalización, que en su primer eslabón saca petróleo de las entrañas de la Tierra para quemarlo y obtener energía. La obtención de la energía petrolera supone su control monopólico por parte de las empresas, y la disminución de la soberanía y la autonomía relativa de los Estados nacionales. Por ser una fuente de energía subsidiada e impuesta es imposible que otras fuentes de energía limpias, descentralizadas y de bajo impacto ecológico compitan con ella.

Realiza al menos una visita a diferentes industrias

de la región, identificando qué tipos de energéticos utilizan en sus procesos tecnológicos.

Analiza en equipo los efectos de estas industrias en la economía regional y en el uso de los energéticos. Elabora en equipo una monografía sobre las

principales industrias petroquímicas en nivel nacional indicando el tipo de proceso que se realiza.

Investiga cuáles países son los principales productores y consumidores de petróleo.

187 Química

Ejercicios 1. ¿Es la densidad de los alcanos mayor o menor

que la del agua? 2. Escribe la formula estructural para:

3-metil-5-etil-3-hepteno 2,2,4-trimetilpentano.

3. Define isomeriacis - trans.

Los alquinos como insaturados que son tienen como reacciones típicas las de: Sustitución Eliminación Descomposición Adición Doble descomposición.

4. La adición de agua a un alquino da como

producto:

Un alcano Un enol Cetona o aldehído Anhídrido Aromático

5. Define átomo, elemento, isótopo, molécula,

compuesto, número atómico, número masa, Tabla Periódica, Periodo, Grupo.

6. Escribe la formula estructural para:

3,4-dipropil-1,3-hexadien-5-ino 1-penten-4-ino dimetilacetileno Metil-terbutilacetileno Isopropil-neopentilacetileno

7. La oxidación de un alcohol secundario da

como producto:

Alcohol Ester Aldehído Cetona Eter

8. El alcohol de los licores es:

Metanol Isopropanol Glicerol Etilenglicol

9. Indica las fórmulas de los hidrocarburos:

a) Saturados. b) Etilénicos. c) Acetilénicos.

10. Se pueden escribir cinco estructuras distintas

que corresponden a la fórmula molecular C6H14, formular las estructuras de los cinco compuestos y nombrarlos de acuerdo con las normas de la IUPAQ.

11. Los nombres dados a continuación son

incorrectos, decir en cada caso por qué y dar el nombre correcto: a) 2-metil-3-etilbutano. b) 4-metilpentano. c) 3-5-5-trimetilhexano.

12. Escribe las fórmulas estructurales para los

siguientes compuestos: a) 2-metilbutano. b) 2-2-4-trimetilhexano.

13. Nombra las siguientes estructuras según las

normas de la IUPAQ: a) CH3-CH=CH-CH2-CH2-CH3 b) CH3-CH(Cl)-CH=CH-CH3 c) CH3-C(Br)=C(Br)-CH3

14. Formula la obtención del buteno por el

método de deshidratación de alcoholes. 15. Escribe las fórmulas estructurales para los

siguientes compuestos: a) propeno. b) 1-3-butadieno. c) 3-ciclopentadieno. d) 2-octeno. e) 2-metilpropeno.

16. Representa la unión de:

188 Química

a) CS2 b) HCN c) BeCl2

17. ¿Cuál de estas estructuras es semejante a la del

acetileno? 18. Nombra las siguientes estructuras según las

normas de la IUPAC: a) CH3-CH2-CC-CH3 b) 4-metilpentano.

19. ¿Cuál de las estructuras del ejercicio anterior

pueden tener isomería geométrica (cis-trans). 20. Escribe las fórmulas estructurales para los

siguientes compuestos: a) n-pentino. b) 3-metil-1-pentino. c) propino. d) 3-eno-1-butino.

21. Escribe los siguientes grupos funcionales:

a) Alcohol primario. b) Alcohol secundario. c) Alcohol terciario.

22. Consumo histórico de combustible La siguiente gráfica presenta la manera como ha cambiado el consumo de energía en los Estados Unidos desde 1850. También muestra las cantidades de energía suministradas por diversas fuentes de combustible, como carbón, madera y petróleo, para los años entre 1850 y 1990. Por ejemplo, la gráfica indica que esa nación utilizó cerca de 22 x 1018 joules (J) de energía en 1920. En esa época el carbón era por mucho la fuente principal de energía. La gráfica indica que el petróleo era segundo en importancia. Se emplearon cantidades menores de energía proveniente de madera y gas natural, hidroeléctrica/geotérmica y de otras fuentes para impulsar el arranque de los Alegres Veinte.

Haz uso de la gráfica para responder estas preguntas: 1. a. El consumo de energía en los Estados Unidos, ¿ha permanecido constante desde 1850, se ha incrementado a una velocidad constante o se ha acelerado (incrementado a una velocidad creciente)? b. Describe al menos dos posibles razones de esta tendencia general. 2. a. ¿Durante qué intervalo de tiempo, desde 1850, suministró la madera más de 50% del total de energía en los E.U.A.? b. ¿Cuál era el principal medio para viajar largas distancias durante ese periodo? 3. a. ¿Qué factores podrían explicar el descenso en el empleo d e la madera después de ese periodo?

b. ¿Qué fuente de energía creció a continuación en importancia? 4. En comparación con otras fuentes de energía, antes de 1910 se empleaba sólo una cantidad reducida de petróleo. ¿Cuál crees que haya sido el uso principal del petróleo en esa época? 5. El petróleo se volvió cada vez más importante casi al mismo tiempo que el uso de carbón alcanzó un máximo. a. ¿Cuándo ocurrió eso? b. ¿Cómo se explica el creciente uso del petróleo a partir de esa fecha? 6. a. ¿Cuál es la fuente de energía cuya entrada en escena es más reciente? b. ¿Cuál es el uso principal de esa fuente de energía?

189 Química

Resumen

En este capítulo se describió la química orgánica como la química de los compuestos que contienen el elemento del carbono; por otro lado, se identificaron las estructuras químicas de los compuestos. El átomo de carbono, debido a su configuración electrónica, presenta una importante capacidad de combinación. Los átomos de carbono pueden unirse entre sí formando estructuras complejas y enlazarse a átomos o grupos de átomos que confieren a las moléculas resultantes propiedades específicas. La enorme diversidad en los compuestos del carbono hace de su estudio químico una importante área del conocimiento puro y aplicado de la ciencia actual. Asimismo se demostraron las reglas de la nomenclatura de los compuestos de carbono y sus grupos funcionales. Los grupos funcionales confieren una reactividad química específica a las moléculas. Las clases de compuestos que se caracterizan por su grupo funcional incluyen alcoholes, éteres, aldehídos y cetonas, ácidos carboxílicos, ésteres, y aminas. También se revisaron los antecedentes del petróleo, así como su composición y principales propiedades. Finalmente, se destacó la importancia de la petroquímica en el entorno nacional y mundial.


1. ¿Cuáles son los tipos de enlace que puede

presentar el carbón? 2. Describe el mecanismo de formación de los

orbitales híbridos. 3. Mediante un esquema, muestra los principales

grupos funcionales.

4. ¿Cuáles son las principales reglas para la nomenclatura de los alquenos?

5. ¿Cuáles son los primeros cinco alcanos? 6. Describe el comportamiento del carbón. 7. ¿Cuáles son las principales propiedades del

petróleo? 8. ¿Qué es la petroquímica? 9. ¿Cuáles son los principales usos del petróleo

en nivel mundial? 10. Escribe la formula estructural para:

1,5-hexadieno 2,7-dimetil-2,4,6-octadieno 2-metil-2 – butano

11. Un estudiante nombró incorrectamente la

estructura indicada a continuación, utilizando el nombre 1-clor0-2-etíl-2-metilpropano. Indica por qué es incorrecto ese nombre y asigna al compuesto el nombre correcto.

12. Dibuja tres estructuras distintas que

corresponden a la fórmula molecular C5H10 en las que la cadena principal tenga cuatro carbonos y nombrarlos de acuerdo con las normas de la IUPAQ.

13. Nombra las siguientes estructuras según las

normas de la IUPAQ: a) (CH3)2C=C(Br)-CH3 b) (CH3)2CH-CH=CH2

14. Representa la formación del 3-pentino por el

método de eliminación de hidrácido de dihalogenuros vecinales.

15. Formula y nombra, según las normas de la

IUPAC, todas las estructuras posibles del C10H18.

190 Química

Glosario de Términos Técnicos Ácido 1) Sustancia que produce iones H+ (H3O+) cuando se disuelve en agua.

2) Un donador de protones. 3) Un aceptor de par de electrones. Una sustancia que se enlaza con un par de electrones.

Átomo La partícula más pequeña de un elemento que puede intervenir en una reacción química.

Calor Forma de energía asociada con el movimiento de partículas diminutas de materia.

Calor de fusión Energía necesaria para transformar 1 gramo de un sólido en líquido, en su punto de fusión.

Calor de reacción Cantidad de calor producido por una reacción química. Calor de vaporización, o de evaporación

Calor necesario para transformar 1 gramo de líquido en vapor, en su punto de ebullición normal.

Calor específico Cantidad de calor necesaria para elevar 1c la temperatura de una sustancia. Caloría (cal) Unidad de energía térmica, de uso común; una caloría es la cantidad de

energía térmica que eleva 1 °C la temperatura de 1g de agua, de 14.5 a 15.5 °C. También, 4.184 joules = 1 caloría, exactamente.

Cambio físico Cambio de forma (como tamaño o estado físico) sin cambiar la composición. Cambio químico Transformación que produce sustancias que difieren en composición de las

sustancias originales. Combustión Reacción química en la que se emiten calor y luz. En general, el proceso de

quemado o de unión de una sustancia con oxígeno. Composición porcentual de una sustancia

Porcentaje gravimétrico, o en masa, representado por cada elemento en un compuesto.

Compuesto Sustancia distinta formada por dos o más elementos combinados en una proporción gravimétrica (por masa) definida.

Compuesto binario Sustancia formada por dos elementos distintos. Compuesto iónico Sustancia que conduce la electricidad al ser disuelta en agua. Densidad La masa de un objeto dividida entre su volumen. Diagrama de orbitales Modo de mostrar el arreglo de los electrones en un átomo, donde los orbitales

se representan con rectángulos agrupados por subnivel, con flechas pequeñas que indican los electrones.

Doble enlace Enlace covalente en el que se comparten dos pares de electrones. Ecuación balanceada Ecuación química con la misma cantidad de cada clave de átomo y la misma

carga eléctrica en cada uno de sus lados. Ecuación química que incluye sólo a aquellas moléculas y iones que cambiaron durante la reacción química.

Ecuación iónica total Ecuación que muestra los compuestos en la forma en la que existen realmente. Los electrólitos fuertes se escriben como iones en solución, mientras que los no electrólitos, los electrólitos débiles, los precipitados y los gases, se escriben en forma no iónica o no ionizada.

Ecuación química Método taquigráfico de expresión, que muestra los reactivos y los productos de un cambio químico.

Electrón Partícula subatómica que existe fuera del núcleo y que porta una carga eléctrica negativa.

191 Química

Glosario de Términos Técnicos Electrón de valencia Electrón que se encuentra en el nivel externo de energía de un átomo; estos

electrones son los que intervienen para enlazar átomos entre sí y formar compuestos.

Electronegatividad Atracción relativa de un par de electrones, en un enlace covalente, hacia un átomo.

Elemento Parte constructiva básica de la materia, que no se puede descomponer en sustancias más simples mediante los cambios químicos ordinarios.

Energía de ionización Energía necesaria para quitar un electrón a un átomo, a un ion o a una molécula.

Enlace covalente Enlace químico formado entre dos átomos que comparten un par de electrones.

Enlace covalente no polar Enlace covalente entre dos átomos con el mismo valor de electronegatividad; por consiguiente, los electrones se comparten por igual entre los átomos.

Enlace iónico Enlace químico entre un ion de carga positiva y un ion de carga negativa. Enlace polar covalente Enlace covalente entre dos átomos de distinta electronegatividad, que ocasiona

distribución desigual de los electrones enlazantes. Enlace sencillo Enlace covalente en el que dos átomos comparten un solo par de electrones. Enlace triple (triple enlace) Enlace covalente en el que los dos átomos comparten tres pares de electrones. Estequiometría Parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre los reactivos y

los productos en las reacciones químicas.

Enlace químico Fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos en un compuesto. Espectro de líneas Líneas de color, generadas cuando se hace pasar por un espectroscopio la luz

emitida por un gas. Cada elemento posee un conjunto único de esas líneas. Estado fundamental El nivel mínimo disponible de energía dentro de un átomo.

Estructura de Lewis Método para indicar los enlaces covalentes entre los átomos de una molécula o

ion, de tal modo que un par de puntos (:) representa a los electrones de valencia que forman el enlace covalente.

Estructura de resonancia Molécula o ion que tiene estructuras múltiples de Lewis. Estructura lineal En el modelo de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia, arreglo

en el que los pares de electrones están a 180° entre sí, con separación máxima. Fórmula empírica Fórmula química que expresa la relación entre números enteros mínimos de los

átomos en un compuesto. Es la cantidad relativa de átomos de cada elemento en el compuesto; también se le llama fórmula más simple.

Fórmula molecular La cantidad total de átomos de cada elemento presentes en una molécula de una sustancia. También se llama fórmula verdadera.

Fotón Teóricamente, paquete diminuto de emergía que se mueve con otros iguales y produce un rayo de luz.

Grupos o familias (de elementos)

Grupos verticales de elementos en la tabla periódica (IA, IIA, etcétera). Grupos de elementos que tienen estructuras electrónicas externas semejantes.

Halógenos Elementos del grupo VIIA de la tabla periódica. Son flúor, cloro, bromo, yodo y astatino.

Heterogéneo Materia sin composición uniforme, que tiene dos o más componentes o fases.

Hidrato Sólido que contiene moléculas de agua como parte de su estructura cristalina.

192 Química

Glosario de Términos Técnicos Hidrocarburo Sustancia formada totalmente por carbono e hidrógeno. Homogéneo Materia que tiene propiedades uniformes en su interior. Ion Átomo o grupo de átomos con carga eléctrica positiva o negativa. Ver también

catión, anión. Ion espectador Ion en solución que no sufre cambio químico durante una reacción química. Ion hidronio Resultado de la combinación de un protón con una molécula polar de agua,

formando un ion hidrógeno hidratado (H3O+). Ion poliatómico Ion formado por más de un átomo. Ionización Formación de iones; se presenta como resultado de una reacción química entre

ciertas sustancias con el agua. Isótopo Átomo de un elemento que tiene el mismo número atómico, pero diferente

masa atómica. Como sus números atómicos son idénticos, los isótopos sólo varían en la cantidad de neutrones que hay en su núcleo.

IUPAC lntemational Union of Pure and Applied Chemistry, Unión Internacional de Química Pura y Aplicada. Se formó en 1921 y actualiza constantemente el sistema de nomenclatura de los compuestos inorgánicos y orgánicos.

Joule (j) La unidad de energía en el SI. Kilogramo (Kg) Unidad patrón de masa en el sistema métrico; I kilogramo equivale a 2.205

libras. Ley Enunciado de la ocurrencia de fenómenos naturales que suceden con

uniformidad invariable, en las mismas condiciones. Ley de Avogadro Volúmenes iguales de gases diferentes a la misma temperatura y presión,

contienen la misma cantidad de moléculas. Ley de Dalton, de las presiones parciales

La presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales ejercidas por cada uno de los gases de la mezcla.

Ley de la conservación de la energía

La energía no se puede crear ni destruir, pero se puede transformar de una forma a otra.

Ley de la conservación de la masa

No se observa cambio en la masa total de las sustancias que intervienen en una reacción química; esto es, la masa de los productos es igual a la de los reactivos.

Líquido Estado de la materia en el que las partículas de ésta se mueven libremente, pero la sustancia conserva un volumen definido; así, los líquidos fluyen y toman la forma de sus recipientes.

Litro (L) Unidad de volumen que se emplea normalmente en química; I L = 1000 ml; es el volumen de un kilogramo de agua a 4 °C.

Longitud de onda Distancia entre picos o valles consecutivos en una onda; se representa con la letra griega lambda (λ).

Masa La cantidad de materia que posee un objeto. Masa atómica Masa relativa promedio de los isótopos de un elemento, en relación con la

masa atómica del carbono 12. Masa equivalente Masa de una sustancia que reacciona con, se combina con, contiene,

reemplaza o es equivalente, en cualquier otra forma a 1 mol de átomos de hidrógeno o de iones hidrógeno.

Masa molar Masa del número de Avogadro de átomos o moléculas. Materia Todo lo que tiene masa y ocupa espacio.

193 Química

Glosario de Términos Técnicos Mecánica cuántica o mecánica ondulatoria

Teoría moderna de la estructura atómica, basada en las propiedades ondulatorias de la materia.

Metal Elemento que es sólido a temperatura ambiente y cuyas propiedades comprenden brillo, ductilidad, maleabilidad y buena conducción del calor y la electricidad. Los metales tienden a perder sus electrones de valencia para transformarse en iones positivos.

Metal alcalino Elemento del grupo IA de la tabla periódica, excepto el hidrógeno. Metal alcalinotérreo Elemento del grupo IA de la tabla periódica. Metaloide Elemento que tiene propiedades intermedias entre las de los metales y los no-

metales, por ejemplo, el silicio. Estos elementos tienen aplicación en la electrónica.

Método científico Forma de resolver problemas mediante la observación, registro y evaluación de los datos de un experimento, establecimiento de hipótesis y teorías para explicar el comportamiento de la naturaleza y formulación de más experimentos para ensayar las hipótesis y teorías y ver si son correctas.

Metro (m) La unidad patrón de los sistemas SI y métrico. 1 metro equivale a 39.37 pulgadas.

Mezcla Materia con dos o más sustancias, que pueden presentarse en proporciones variables. Las mezclas pueden ser homogéneas, como el agua azucarada, o heterogéneas, como la arena y el agua.

mol Cantidad de una sustancia que contiene la misma cantidad de unidades fórmula (6.022 x 1023) que la que hay exactamente en 12 g de 12C. Un mol equivale a la masa molar, en gramos, de cualquier sustancia.

Molécula La mínima unidad, individual, sin carga, de un compuesto; está formada por la unión de dos o más átomos.

Neutrón Partícula subatómica eléctricamente neutra; se encuentra en el núcleo de los átomos.

Niveles electrónicos de energía

Zonas en las que los electrones se ubican a varias distancias del núcleo.

Niveles principales de energía de los electrones

Estos niveles de energía, que existen dentro del átomo, contienen orbitales dentro de los cuales se encuentran los electrones. Ver también orbital, electrón.

No-metal Elemento cuyas propiedades son opuestas a las de los metales: falta de brillo, punto de fusión y densidad relativamente bajo y, en general, mal conductor del calor y la electricidad. Los no metales pueden ser sólidos (o no) a la temperatura ambiente. Por ejemplo: carbono, bromo y nitrógeno. Muchos de ellos son gases. Se encuentran principalmente en la esquina superior derecha de la tabla periódica.

Núcleo La parte central de un átomo; contiene todos los protones y neutrones. El núcleo es muy denso y tiene carga eléctrica positiva.

Número atómico Cantidad de protones en el núcleo de un átomo de determinado elemento. Número de Avogadro 6.022 x 1023 la cantidad de unidades fórmula en 1 mol. Número de masa Suma de protones y neutrones que hay en el núcleo de determinado isótopo

de un átomo. Ver también notación isotópica. Orbital Región alrededor del núcleo, como una nube, donde están los electrones. Se

considera que los orbitales son subniveles de energía (s, p, d, f) de los niveles principales de energía. Ver también niveles principales de energía.

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Glosario de Términos Técnicos Partículas subatómicas Partículas que se encuentran dentro del átomo; principalmente protones,

neutrones y electrones. Periodo de elementos Los elementos de un renglón de la tabla periódica. Peso Medida de la atracción gravitacional de la Tierra hacia un cuerpo u objeto. Porcentaje en masa de una solución

Gramos de soluto en 100 9 de una solución.

Porcentaje en volumen (solución)

Volumen de soluto en 100 ml de solución.

Propiedades Las características o cualidades de las sustancias que les confieren sus identidades. Las propiedades pueden ser físicas o químicas.

Propiedades físicas Características físicas inherentes a una sustancia; se pueden determinar sin alterar su composición; por ejemplo, color, sabor, olor, estado, densidad, punto de fusión o punto de ebullición.

Propiedades químicas Capacidad que tiene una sustancia de formar otros compuestos por reacción con otras sustancias o por descomposición.

Protón Partícula subatómica que se encuentra en el núcleo del átomo; tiene carga eléctrica positiva y su masa aproximada es de 1 urna. Unión H+ es un protón.

Punto de congelación o de fusión

Temperatura a la cual están en equilibrio los estados sólido y líquido.

Punto de ebullición Temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión sobre el líquido.

Química Ciencia que estudia la composición, estructura, propiedades y reacciones de la materia, en especial las propiedades de los sistemas atómicos y moleculares.

Reacción de combinación Unión directa, o combinación de dos sustancias, que produce una sustancia nueva.

Reacción de doble desplazamiento

Reacción de dos compuestos que produce otras dos sustancias distintas, por intercambio de los componentes de las sustancias que reaccionan.

Reactivo Sustancia química que participa en una reacción. Reactivo limitante Reactivo que limita la cantidad de producto que se forma, por estar presente

en cantidad insuficiente en comparación con los demás reactivos. Relación molar Relación entre la cantidad de moles de dos especies cualesquiera que

intervienen en una reacción química; la relación molar se emplea como factor de conversión en cálculos estequiométricos.

Rendimiento porcentual Relación del rendimiento real entre el rendimiento teórico, multiplicada por 100.

Rendimiento real Cantidad de producto formado realmente en una reacción química, comparada con la cantidad teórica (que es el rendimiento teórico).

Rendimiento teórico Cantidad máxima de producto que se puede formar de acuerdo con una ecuación balanceada.

Símbolo En química, abreviatura del nombre de un elemento. Sales Compuestos iónicos de cationes y aniones. SI Sistema patrón de medidas, convenido o acordado, que se emplea en todo el

mundo (Systeme Internationale). Sistema métrico Sistema decimal de medidas. Sistema Stock de nomenclatura

Sistema donde se emplean números romanos para indicar los elementos que forman más de un tipo de catión. Por ejemplo, Fe2

+ es hierro (II); Fe3+ es hierro

(III).

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Glosario de Términos Técnicos Sólido Estado de la materia en el que ésta tiene forma y volumen definidos; sus

partículas se agregan rígidamente entre sí, de tal modo que un sólido puede ser independiente del recipiente que lo contiene.

Solubilidad Cantidad de soluto que se disuelve en determinada cantidad de solvente, bajo condiciones específicas.

Solución Sistema en el cual una o más sustancias están mezcladas homogéneamente, o disueltas en otra sustancia.

Solución molar Solución que contiene 1 mol de soluto por litro de solución. Solución no saturada Solución que contiene menos soluto por unidad de volumen que su solución

saturada correspondiente. Subniveles de energía Orbitales s, p, d y f dentro de un nivel principal de energía, ocupados por los

electrones en un átomo. spin Propiedad de un electrón que describe su modo de girar sobre un eje; el

electrón sólo puede girar en dos direcciones y, para poder ocupar el mismo orbital, dos electrones deben girar en direcciones opuestas.

Subíndice Número que se escribe un poco abajo del renglón ya la derecha de un símbolo de elemento. Por ejemplo: H2S04.

Sublimación Proceso de transformación en el que se pasa directamente del estado sólido al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido.

Sustancia Materia que es homogénea y tiene composición fija y definida. Tabla periódica Ordenación de los elementos según sus números atómicos. La tabla consiste en

renglones o periodos y columnas o familias de elementos. Cada periodo termina en un gas noble.

Teoría Explicación de los principios generales de ciertos fenómenos, con muchas pruebas que la respaldan; hipótesis bien establecida.

Teoría atómica Las sustancias están formadas por átomos y las reacciones químicas se explican por las propiedades y las interacciones de esos átomos.

Unidad de masa atómica (urna)

Unidad de masa, equivalente a la duodécima parte de la masa de un átomo de carbono 12.

Velocidad (de una onda) Medida de la rapidez con la que una onda viaja por el espacio. Volumen Cantidad de espacio ocupado por la materia; se mide en unidades SI, metros

cúbicos (m3) y también en litros y mililitros. Volumen molar (de un gas) Volumen de una mol de gas en condiciones normales; equivale a 22.4 L/mol.

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Referencias documentales

1. Wesley Longman, Addison. Química en la Comunidad, 2da Edición, México, Pearson, 1998. 2. Arena, Hein. Fundamentos de Química. México, Thomson, 1997 3. León de la Cruz Andrés, Chávez Romero Alejandro, La Biblia dela Física y la Química. México, Alfaomega,

2003. 4. Garritz A. y Chamizo J. A. Tú y la Química. México, Pearson, 2001. 5. Garritz A. y Chamizo J. A. Qúimica. México, Pearson, 1998. 6. Daub William G., S.Seese William. Química, 2da Edición. México, Pearson, 1996.

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