Química III Ciclo
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Portada
Laguna cratérica del volcán Ilamatepec, Santa Ana. Al fondo, fumarola en el flanco Oeste-SurOeste (OSO) dentro del cráter. Los gases magmáticos H2S,
HCl, HF y SO2, enriquecen la composición química de la laguna y son liberados a la atmósfera a través de las fumarolas y grietas del volcán.
Fotografía: Eduardo Gutiérrez, vulcanólogo del SNET.
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Ministerio de Educación
Viceministerio de Ciencia y Tecnología
Gerencia de Educación en Ciencia, Tecnología e Innovación
Programa Cerrando la Brecha del Conocimiento
Sub-Programa “Hacia la CYMA”
Material de Autoformación e Innovación Docente
Para Ciencias Naturales:
QUÍMICA Versión preliminar para Plan Piloto
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Ministerio de Educación
Franzi Hasbún Barake
Secretario de Asuntos estratégicos de la Presidencia de la República y Ministro de Educación Ad-honórem
Erlinda Hándal VegaViceministra de Ciencia y Tecnología
Héctor Jesús Samour Canán
Viceministro de Educación
Mauricio Antonio Rivera Quijano
Director Nacional de Ciencia y Tecnología
Xiomara Guadalupe Rodríguez Amaya
Gerente de Educación en Ciencia Tecnología e Innovación
Oscar de Jesús Águila Chávez
Jefe de Educación Media en CTI (Coordinador de Matemática)
Carlos Ernesto Miranda Oliva
Jefe de Educación Básica en CTI (Coordinador de Ciencias Naturales)
Xochilt Carolina Gutiérrez Gutiérrez
Adela Melissa Martínez SánchezAutoras
Jorge Vargas Méndez
Revisión de texto
Primera edición (Versión Preliminar para Plan Piloto).
Derechos reservados. Ministerio de Educación. Prohibida su venta y su reproducción parcial o total.
Edificios A4, segundo nivel, Plan Maestro, Centro de Gobierno, Alameda Juan Pablo II y calle Guadalupe, San Salvador, El Salvador, América Central.
Teléfonos: +(503) 2510-4217, +(503) 2510-4218, +(503) 2510-4211, Correo electrónico: [email protected]
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Estimados y estimadas docentes:
El Plan Social Educativo “Vamos a la Escuela” 2009-2014 nos plantea el reto histórico de formar ciudadanas y
ciudadanos salvadoreños con juicio crítico, capacidad reflexiva e investigativa, con habilidades y destrezas para la
construcción colectiva de nuevos conocimientos, que les permitan transformar la realidad social y valorar y proteger el
medio ambiente. Nuestros niños, niñas y jóvenes desempeñarán en el futuro un rol importante en el desarrollo científico,
tecnológico y económico del país; para ello requieren de una formación sólida e innovadora en todas las áreas
curriculares, pero sobre todo en Matemática y en Ciencias Naturales; este proceso de formación debe iniciarse desde elNivel de Parvularia, intensificándose en la Educación Básica y especializándose en el nivel Medio y Superior. En la
actualidad, es innegable que el impulso y desarrollo de la ciencia y la tecnología son dos aspectos determinantes en el
desarrollo económico, social y humano de un país.
Para responder a este contexto, en el Viceministerio de Ciencia y Tecnología se han diseñado Materiales de
Autoformación e Innovación Docente para las disciplinas de Matemática y Ciencia, Salud y Medio Ambiente para los
niveles de Parvularia, Educación Básica y Educación Media. El propósito de los Materiales de Autoformación e Innovación
Docente es orientar al cuerpo docente para fundamentar mejor su práctica profesional, tanto en dominio de contenidos,
(sobre todo aquellos contenidos pivotes), como también en la implementación de una metodología y técnicas que
permitan la innovación pedagógica, la indagación científica-escolar y sobre todo una construcción social del conocimiento,
bajo el enfoque de Ciencia, Tecnología e Innovación (CTI), en aras de mejorar la calidad de la educación.
Los Materiales de Autoformación e Innovación son para el equipo docente, para su profesionalización y
autoformación permanente que le permita un buen dominio de las disciplinas que enseña. Los contenidos que se
desarrollan en los materiales de autoformación, han sido cuidadosamente seleccionados por su importancia pedagógica y
por su riqueza científica. Es por eso que para el estudio de las lecciones incluidas en estos materiales, se requiere
rigurosidad, creatividad, deseo y compromiso de innovar la práctica docente en el aula. Con el estudio de las lecciones (de
manera individual o en equipo de docentes), se pueden derivar diversas sesiones de trabajo con el estudiantado para
orientar el conocimiento de los temas clave o “pivotes” que son el f undamento de la alfabetización científica en
Matemática y Ciencias Naturales.
La enseñanza de las Ciencias Naturales y la Matemática debe despertar la creatividad, siendo divertida,
provocadora del pensamiento crítico y divergente, debe ilusionar a los niños y niñas con la posibilidad de conocer y
comprender mejor la naturaleza y sus leyes. La indagación en Ciencias Naturales y la resolución de problemas enMatemática son enfoques que promueven la diversidad de secuencias didácticas y la realización de actividades de
diferentes niveles cognitivos.
Esperamos que estos Materiales de Autoformación e Innovación Docente establezcan nuevos caminos para la
enseñanza y aprendizaje de las Ciencias Naturales y Matemática y que fundamenten de una mejor manera, nuestra
práctica docente. También esperamos que el contenido de estos materiales nos rete a aspirar a mejores niveles de
rendimiento académico y de calidad educativa, en la comunidad educativa, como en nuestro país en general.
Apreciable docente, ponemos en sus manos estos materiales de autoformación, porque sabemos que está en sus
manos la posibilidad y la enorme responsabilidad de mejorar el desempeño académico estudiantil, a través del desarrollo
curricular en general, y particularmente de las Ciencias Naturales y Matemática.
Lic. Franzi Hasbún Barake
Secretario de Asuntos Estratégicos de la Presidencia de la República y Ministro de Educación Ad-honórem
Dr. Héctor Jesús Samour Canán Dra. Erlinda Hándal Vega
Viceministro de Educación Viceministra de Ciencia y Tecnología
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ÍNDICE
Parte IIntroducción……………………………………………………………………………………………………………………………………. i
¿Por qué estudiar Química?……………………………………………………………………………………………………………. ii
¿Cómo usar el material?....................................................................................................................... iii
Integración de contenidos de Química con otras Ciencias……………………………………………………………… vi
Parte IIEstructura atómica………………………………………………………………………………………………………………………….. 1
Configuración electrónica……………………………………………………………………………………………………………….. 16
Enlace químico……………………………………………………………………………………………………………………………….. 27
Cuantificando átomos y moléculas………………………………………………………………………………………………… 42
Tabla Periódica……………………………………………………………………………………………………………………………….. 52
Sustancias puras…………………………………………………………………………………………………………………………….. 64
Mezclas…………………………………………………………………………………………………………………………………………… 74
Soluciones………………………………………………………………………………………………………………………………………. 92 Compuestos inorgánicos………………………………………………………………………………………………………………… 105
Compuestos orgánicos…………………………………………………………………………………………………………………... 118
Ecuaciones químicas………………………………………………………………………………………………………………………. 141
Reacciones químicas………………………………………………………………………………………………………………………. 152
Reacciones termoquímicas…………………………………………………………………………………………………………….. 171
Cinética química……………………………………………………………………………………………………………………………… 182
Estequiometría……………………………………………………………………………………………………………………………….. 197
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Parte I
¿Por qué Innovar en Ciencias Naturales?
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i
INTRODUCCIÓN
El enriquecimiento de los contenidos de la asignatura de Ciencia, Salud y Medio Ambiente, presentado a través
del presente material, se encuentra presente dentro del sub-programa “Hacia la CYMA”, inmerso en el
programa “Cerrando la Brecha del Conocimiento” (CBC) del Viceministerio de Ciencia y Tecnología. Este
programa se enmarca dentro de las líneas estratégicas del Plan Social Educativo (PSE)1 correspondiente a un
currículo pertinente y aprendizajes significativos.
La elaboración de este material se ha realizado a causa de las múltiples deficiencias con las que se desarrollan
los contenidos de Ciencia, Salud y Medio Ambiente y la falta de integración entre las áreas de las Ciencias
Naturales. La poca asimilación de lo básico por la reducción o la simplificación de contenidos, el aprendizaje
mecánico, la exclusión de la realidad, tanto natural como social, la desconexión de los aprendizajes a la vida
real, los contenidos sin la adecuada jerarquización y coherencia, la falta de profundidad, la superficialidad y el
considerar que el estudiantado es un receptor pasivo del proceso de enseñanza –aprendizaje, son sólo algunas
de las deficiencias que se detectaron.
El currículo debe fomentar, más allá de la transmisión de conocimientos, la capacitación del estudiantado en
aquellas competencias, aprendizajes y herramientas que le permitan comprender su entorno. Es, a través de la
alfabetización científica, que se pretende que el estudiantado consolide el desarrollo de actitudes y prácticas
relacionadas con la innovación tecnológica, que permitan mediante el enfoque CTI (Ciencia, Tecnología e
Innovación) aprender y pensar para crear y utilizar el conocimiento.
Un principio general del currículo de Ciencia, Salud y Medio Ambiente, establece que el estudiantado debe ser
el protagonista y constructor de sus aprendizajes, por lo que para que los contenidos sean asimilados debe
existir un enlace entre la teoría y la práctica, de tal forma que se logre un aprendizaje significativo.
Es difícil establecer “reglas” que expliquen la manera de cómo aproximarse al conocimiento, ya que no existe
un método para estudiar ciencia sino muchos, los que varían de una época a otra y de una rama a otra. Sin
embargo, a través del presente material de autoformación, se sugiere una aproximación factible mediante
diversos procesos como la observación, la elaboración de hipótesis, la construcción de modelos, la predicción
de fenómenos e interpretación de resultados, entre otros.
Un modelo de enseñanza relativamente reciente es de la Enseñanza de las Ciencias Basada en la Indagación
(ECBI), el cual es un enfoque que busca facilitar el acceso al conocimiento y a su uso mediante la búsqueda del
desarrollo de las competencias de los procedimientos de la comunidad científica en los sistemas educativos.
Tiene sus orígenes en países como Francia (programa “La main à la pâte”) o Estados Unidos (programa Hands
On); actualmente está siendo usado y desarrollado en varios países europeos (programa Pollen) y en
latinoamericanos como Chile2, Brasil y México, entre otros.
1 MINED (2009), Transformación de la Educación. Programa Social Educativo 2009 - 2014 Vamos a la Escuela. Documento
MINED formato PDF2 Ministerio de Educación de Chile. El método indagatorio. CONICYT. Recuperado Febrero 9, 2012, de
http://www.redmadera.cl/explora/libro/explora_madera_1-2.pdf.
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ii
La indagación se refiere a la forma de abordar el conocimiento sobre la naturaleza, a través de la propuesta de
explicaciones de los fenómenos basada en la evidencia recopilada. El aprendizaje se basa en la interacción con
problemas concretos, significativos e interesantes para que el estudiantado adquiera la capacidad de hacer sus
propios descubrimientos y construir de manera activa su aprendizaje.
En esta metodología se contemplan varias etapas:
i. Focalización: Es la exploración y exposición de ideas respecto a la temática, problema o pregunta a
investigar, a través de una lluvia de ideas.
ii. Exploración: Se hace una discusión y se desarrolla una actividad cuidadosamente elegida (propuesta
por los estudiantes o el profesor), elaborando predicciones sobre el fenómeno a comprender.
iii. Reflexión: En esta etapa se discuten los resultados obtenidos, comparando las predicciones con los
resultados registrados en su cuaderno.
iv. Aplicación: Extensión de la experiencia realizada al acontecer diario. Con esto se comprueba si el
estudiantado ha internalizado de manera efectiva el aprendizaje.
En la indagación, la realización de actividades tanto en el salón de clases como en el hogar, es de enorme
relevancia en cuanto a la oportunidad del estudiantado de “vivir” los fenómenos a estudiar. Una idea común es
que para comprender la Química se necesita de material de laboratorio sofisticado y reactivos químicos
inaccesibles; esta idea, además de hacer imposible una práctica experimental, confiere a la Química la idea de
ser una asignatura complicada, aburrida y carente de interés. Para efectuar una asimilación y adecuación
idónea se han diseñado actividades donde se proponen experiencias sencillas utilizando sustancias de uso
cotidiano, la mayoría de las cuales pueden hallarse en el mercado o en el hogar. Asimismo, los ejercicios y
problemas han sido enfocados a la resolución de situaciones de la vida diaria que conduzcan hacia la
comprensión, la lógica y el razonamiento, de una manera amena y divertida, despertando así el interés del
estudiantado.
Otro aspecto innovador en este material de autoformación, es la accesibilidad de los contenidos por medio de
la conexión de la Química con su entorno al ejemplificar fenómenos cotidianos o situaciones próximas a
nuestra realidad, mediante la aplicación de los conceptos base en cada uno de ellos. Estas ejemplificaciones no
son sólo descritas sino que algunas se ilustran con imágenes que muestran el mundo real, específicamente,
imágenes tomadas del entorno salvadoreño, así como ejemplificación de las tecnologías que utilizan principios
químicos para su funcionamiento y desarrollo.
¿PORQUÉ ESTUDIAR QUÍMICA?
Siempre han existido épocas de cambios acelerados en la sociedad, la ciencia y la tecnología. Cuando
razonamos sobre estos cambios inmediatamente pensamos en la necesidad de actualizar la educación y en la
necesidad de estar actualizados en nuestros conocimientos disciplinarios y dominar los contenidos. El ser
humano tiene y ha tenido la necesidad de conocer y transformar el mundo que lo rodea y para lograrlo ha
utilizado diversos acercamientos y aproximaciones a través de las ciencias. Una de estas ciencias, es la Química,
que se encarga de estudiar la composición, las propiedades y las transformaciones de la materia, es decir,
brinda el conocimiento necesario para comprender la complejidad de diversos fenómenos que ocurren a
nuestro alrededor, al explicar cómo los átomos y las moléculas interactúan entre sí.
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iii
Como una manera de abordar las tendencias científicas actuales del programa de estudios, se presentan en
este material de autoformación, únicamente los contenidos de Química correspondientes al programa de la
asignatura de Ciencia, Salud y Medio Ambiente de Tercer Ciclo de Educación Básica. Esta separación se hace
con el fin de visualizar el desarrollo secuencial de los contenidos en esta ciencia, identificar el desarrollo de los
diversos modelos químicos, la resolución de problemas, tanto cualitativos como cuantitativos, sentar las bases
conceptuales que sustentan los fenómenos estudiados por otras ciencias (integración con Física y Biología) y
demostrar la enorme relevancia de la Química en la sociedad.
Un aspecto innovador, como se acaba de mencionar, es la enseñanza integrada de las ciencias, con una
orientación menos parcializada y más global de los conocimientos científicos. Gil et al 3, establece que si se
pretende canalizar la curiosidad del estudiante hacia los fenómenos de su entorno, se debe de tener en cuenta
que su percepción de dichos fenómenos es globalizadora y no entiende de divisiones en asignaturas. De esta
manera, se pretende evidenciar la aplicación de operaciones matemáticas y métodos físicos, a las propiedades
de la materia; de igual forma, los fenómenos químicos se utilizan para entender la diversidad de procesos
biológicos. La Química necesita de la Matemática y la Física para interpretar y comprender algunos fenómenos
químicos y consolida las bases a la Biología al explicar mecanismos y procesos en los organismos vivos.
¿CÓMO USAR EL MATERIAL?
Las lecciones se estructuran en diversas partes, las cuales se detallan a continuación:
3 Gil, D. y Guzmán, M. (1993). Enseñanza de las Ciencias y la Matemática: Tendencias e Innovaciones. Biblioteca Virtual
OEI: Editorial Popular.
Número y Título de la
lección
Contenidos
Indicadores de logro
Refleja los propósitos, metasy aspiraciones a alcanzar porel estudiante.
Palabras claves
Es una selección de palabrascentrales del contenido de lalección.
¿Por qué es importante?
Explica la importancia del porquése desarrolla la temática
Descripción
Explica los puntos relevantes quetratará la lección.
Ilustración
Imagen representativa del tema
de la lección.
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iv
Sabías que…
Espacio destacado para datosinteresantes y curiosos con elenfoque: Ciencia, Tecnología,Sociedad y Ambiente (CTSA)
IlustraciónImagen representativa de loscontenidos en estudio.
Subtítulo
Título de la lección /Ciencia
.
Aspectos históricos
Área designada para tratar el origeny/o el descubrimiento de fenómenosquímicos, unidades, teorías, etc.
Ejercicios y problemasPresenta la resolución de ejercicios yproblemas paso a paso.
Actividad integradora
Es una actividad que le permite poner en prácticalos nuevos aprendizajes de manera integrada conotras ciencias (Astronomía, Matemática, Biología,Física, Geología, Arte y Seguridad Industrial) detal manera se enlacen en una misma actividad unconjunto de conocimientos.
Actividades
Son prácticas experimentalesplanteadas para concretar la teoría.Incluye: el objetivo de la actividad,preguntas para detectar presaberes,listado de materiales, procedimiento ypreguntas de análisis. Si esindispensable, se incluye unaexplicación del fenómeno.
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v
INTEGRACIÓN DE CONTENIDOS DE QUÍMICA CON OTRAS CIENCIAS
Es necesario aclarar que este material de autoformación en Química, como parte de la asignatura de Ciencia,
Salud y Medio Ambiente, no pretende cambiar ni sustituir al programa de estudios. Al contrario, se pretende
proporcionar un material con el que cuenten docentes tanto para su propia formación como para el desarrollo
de clases pertinentes, efectivas y de calidad.
Se presenta a continuación, un cuadro donde se relacionan las lecciones de este material de autoformación en
Química, tanto con los contenidos del programa oficial de MINED de la asignatura de Ciencia, Salud y Medio
Ambiente de Tercer Ciclo de Educación Básica, como con los contenidos de enriquecimiento de Física, Biología
y Matemática, con el fin que cada docente pueda planificar y organizar las actividades de la clase, integrando
los conceptos científicos de acuerdo a los objetivos y las competencias de cada contenido.
Resumen
Consta de dos partes: mapaconceptual y glosario.
Glosario
Mapa conceptual
Es una representación gráfica de losconceptos estudiados en la lección.
Referencias
Actividad evaluadora
Área designada para medir y valorar los aprendizajes queha alcanzado el estudiantado, que le permita a cadadocente tomar decisiones sobre cómo hará laretroalimentación. Entre las actividades de evaluaciónque se plantean son: preguntas de selección múltiple yúnica, de desarrollo, apareamiento, complemento, etc.
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vi
No se pretende que las lecciones deban ejecutarse tal como aparecen en este material, sino que sean una
fuente donde puedan tomar ideas que mejor le favorezcan para crear la clase que mejor se ajuste a sus
condiciones: tamaño de la clase, recursos didácticos, nivel de aprendizaje del estudiantado, tiempo de clase,
etc. La finalidad es que cada docente determine los mecanismos y actividades para guiar al estudiantado a un
ritmo de aprendizaje adecuado y de calidad.
LECCIÓN CORRESPONDE AREQUISITOS
MATEMÁTICOSINTEGRACIÓN CON OTRAS CIENCIAS
1. Estructura atómica1.1 Átomo y su estructura. Modelos
atómicos1.2 Número atómico y número
másico1.3 Isótopos
Unidad 4,Séptimo grado
Despeje deecuaciones deprimer grado
FísicaLección 1: MagnitudesLección 5: Termodinámica ILección 10: ÓpticaLección 11: Electricidad
2. Configuración electrónica2.1 Números cuánticos2.2 Configuración electrónica2.3 Electrones de valencia2.4 Iones y número de oxidación
Unidad 4,Séptimo grado
Números enteros
BiologíaLección 12: Comunidades biológicasLección 13: Dinámica de losecosistemas
FísicaLección 10: ÓpticaLección 11: ElectricidadLección 12: Magnetismo
3. Enlace químico3.1 Enlace químico3.2 Estructura de Lewis3.3 Tipos de enlace químico3.4 Propiedades de las sustancias en
función del tipo de enlacequímico
Unidad 4,Séptimo grado
BiologíaLección 1: Estudiando la vida: LacélulaLección 2: El origen de la vidaLección 7:Introducción a lagenéticaLección 14: Introducción a lahidrología e hidrografíaLección 15: Ambiente y sociedad
FísicaLección 9: Ondas mecánicasLección 11: Electricidad
4. Cuantificando átomos y moléculas4.1 Peso atómico4.2 El mol4.3 Fórmulas químicas4.4 Peso fórmula, peso molecular y
moles
Unidad 5,Octavo grado
Razones yproporciones
FísicaLección 1: Magnitudes
5. Tabla periódica5.1 Desarrollo histórico de la tabla
periódica5.2 Organización de la tabla
periódica5.3 Propiedades periódicas
Unidad 4,Séptimo grado
Geometría (esferas)
FísicaLección 1: MagnitudesLección 12: MagnetismoLección 13: Geofísica ILección 15: Astronomía
6. Sustancias puras
6.1 Sustancias simples6.2 Sustancias compuestas6.3 Tipos de fórmulas químicas6.4 Compuestos: orgánicos e
inorgánicos Unidad 5,Séptimo grado
Biología
Lección 1: Estudiando la vida: LacélulaLección 2: El origen de la vidaLección 4: Metabolismo celularLección 5: Principios de anatomía yfisiología vegetalLección 6: Principios de anatomía yfisiología animalLección 13: Dinámica de losecosistemasLección 15: Ambiente y sociedad
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vii
FísicaLección 14: Geofísica IILección 15: Astronomía
7. Mezclas7.1 Mezclas7.2 Métodos físicos de separación
Unidad 5,Séptimo grado
BiologíaLección 1: Estudiando la vida: LacélulaLección 2: El origen de la vidaLección 8: Desarrollo de los seresvivosLección 12: Comunidades biológicasLección 15: Ambiente y sociedad
Física Lección 5: Termodinámica ILección 6: Termodinámica IILección 12: Magnetismo
8. Soluciones8.1 Componentes de una solución8.2 Proceso de disolución8.3 Tipos de soluciones8.4 Solubilidad y factores que la
afectan
Unidad 5,Séptimo grado Razones yproporciones
BiologíaLección 4: Metabolismo celularLección 5: Principios de anatomía yfisiología vegetalLección 6: Principios de anatomía yfisiología animal
Lección 8: Desarrollo de los seresvivosLección 12: Comunidades biológicasLección 15: Ambiente y sociedad
FísicaLección 14: Geofísica IILección 15: Astronomía
9. Compuestos inorgánicos9.1 Propiedades de compuestos
inorgánicos9.2 Clasificación de acuerdo a
cantidad de elementos quecontienen
9.3 Nomenclatura de compuestosbinarios
Unidad 6,Octavo grado
Geometría
BiologíaLección 4: Metabolismo celularLección 5: Principios de anatomía yfisiología vegetalLección 13: Dinámica de losecosistemas
Lección 15: Ambiente y sociedad
FísicaLección 2: CinemáticaLección 5: Termodinámica ILección 6: Termodinámica IILección 8: Fluidos hidrostáticaLección 11: Electricidad
10. Compuestos orgánicos10.1 Hibridación del átomo de
carbono10.2 Características generales de los
compuestos orgánicos10.3 Estereoquímica
10.4 Hidrocarburos10.5 Grupos funcionales10.6 Biomoléculas
Unidad 7,Noveno grado
GeometríaÁngulos
BiologíaLección 1: Estudiando la vida: LacélulaLección 2: El origen de la vidaLección 4: Metabolismo celularLección 7:Introducción a la genética
Lección 10: Los recursos naturalesLección 13: Dinámica de losecosistemasLección 15: Ambiente y sociedad
FísicaLección 1: MagnitudesLección 2: CinemáticaLección 3: Dinámica
11. Ecuaciones químicas11.1 Cambio químico
Unidad 5,Octavo grado
BiologíaLección 5: Principios de anatomía y
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viii
11.2 Evidencias de ocurrencia deuna reacción química
11.3 Ecuación química
fisiología vegetalLección 6: Principios de anatomía yfisiología animalLección 15: Ambiente y sociedad
FísicaLección 5: Termodinámica ILección 6: Termodinámica IILección 15: Astronomía
12. Reacciones químicas12.1 Nomenclatura de compuestos
químicos inorgánicos ternarios12.2 Escala de pH12.3 Tipos de reacciones12.4 Clasificación de reacciones
químicas de acuerdo alproducto formado
Unidad 6,Noveno grado
BiologíaLección 4: Metabolismo celularLección 5: Principios de anatomía yfisiología vegetalLección 6: Principios de anatomía yfisiología animalLección 8: Desarrollo de los seresvivosLección 12: Comunidades biológicasLección 13: Dinámica de losecosistemasLección 15: Ambiente y sociedad
Física
Lección 4: Trabajo y energíaLección 5: Termodinámica ILección 6: Termodinámica IILección 11: ElectricidadLección 15: Astronomía
13. Reacciones termoquímicas13.1 Termoquímica13.2 Principio de conservación de la
energía13.3 Calor de reacción13.4 Entalpía13.5 Ecuaciones termoquímicas
Unidad 6,Noveno grado
Ecuaciones deprimer grado
Razones de cambio
BiologíaLección 1: Estudiando la vida: LacélulaLección 2: El origen de la vidaLección 5: Principios de anatomía yfisiología vegetalLección 6: Principios de anatomía yfisiología animalLección 13: Dinámica de los
ecosistemas
FísicaLección 5: Termodinámica ILección 6: Termodinámica IILección 7: Estática de fluidosLección 8: Dinámica de fluidos
14. Cinética química14.1 Velocidad de reacción química14.2 Factores que afectan la
velocidad de reacción14.3 Ecuaciones de velocidad14.4 Mecanismos de reacción
Unidad 5,Octavo grado
FuncionesRazones de cambio
FísicaLección 2: CinemáticaLección 3: DinámicaLección 4: Trabajo y energíaLección 7: Estática de fluidosLección 8: Dinámica de fluidos
15. Estequiometria
15.1 Concepto de estequiometria15.2 Leyes ponderales15.3 Ecuaciones químicas15.4 Cálculos estequiométricos
Unidad 6,Noveno grado
Razones,proporciones y
semejanzas
Física
Lección 1: MagnitudesLección 5: Termodinámica ILección 6: Termodinámica II
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Parte II
Contenidos del Curriculum trabajados con enfoque CTI
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Lección 1. ESTRUCTURA ATÓMICA
¿POR QUÉ ES IMPORTANTE?
El Universo se constituye de una infinidad de cuemateriales. Desde estrellas gigantes hasta partí
demasiado pequeñas que sólo son pueden ser vis
al microscopio, pasando por estructuras simple
como el agua, hasta complejas como un árbol.
esta gran variedad de cuerpos materiales tienen
en común. Se forman de átomos.
DESCRIPCIÓN
Esta lección estudia las teorías y modelos atómico
estructura interna del átomo; así como, los térm
asociados a ella (los isótopos, el número atómico
número másico).
CONTENIDOS
1. Estructura atómica. Modelos atómicos.
2. La teoría cuántica de la estructura del átomo.
3. Número atómico y número másico.
4. Isótopos.
INDICADORES DE LOGRO
1. Diferencia los modelos atómicos.
2. Valora los aportes científicos que prevalecen entre
cada uno de los modelos atómicos.
3. Describe las características del electrón, el protón
y el neutrón.
4. Valora la importancia de las partículas atómicas en
la estructura del átomo.5. Construye la estructura de modelos atómicos.
6. Diferencia el número másico y el número atómico.
7. Interpreta que un isótopo le permite diferenciar a
un elemento de otro.
PALABRAS CLAVE
Átomo, protón, neutrón, número atómico, número de
masa, electrón, isótopo, núcleo, teoría atómica, modelo
atómico, número atómico.
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ESTRUCTURA ATÓMICA
Química
xiste una infinidad de fenómenos que no pueden ser observados a simple vista, pero sabemos que están
ahí; por ejemplo, las radiaciones (ondas de radio, rayos infrarrojos, etc.) y hasta los átomos.
1. MODELOS ATÓMICOS
La materia se puede dividir en pedazos cada vez más
pequeños, pero ¿qué sucede con estos pedazos de la
materia al llegar a ser demasiado pequeños que no
se pueden ver o percibir? Actualmente se conoce que
si se divide una muestra de materia en pedazos cada
vez más pequeños, finalmente se posee una unidad
básica que no puede seguir siendo dividida sin que
sea cambiada la naturaleza de esa materia.
Ideas del átomo. Orígenes griegos
Los filósofos griegos, Leucipo y Demócrito, cerca del
año 400 a.N.E. establecieron que el Universo estaba
formado de espacio vacío y por pedazos minúsculos
de materia; consideraban que eran tan pequeñas que
no se podían dividir más. Junto con Epicuro (discípulo
de ambos griegos) fueron los creadores de la palabra
átomo, vocablo que viene de la palabra griega ἄ τομον
que significa sin partes; derivado de “a” no y “tomo”
divisible: no divisible.
Esta teoría se asentaba en razonamientos lógicos. Si
una piedra se dividía en dos partes, discurrían que
cada parte conservaba sus propiedades iguales; esta
idea fue aceptada hasta finales del siglo XVIII.
Teoría atómica de John Dalton
En 1808, el químico y físico inglés John Dalton (Fig.1), presentó la primera teoría atómica realmente útil
para su tiempo.
John Dalton consideraba que la materia consistía en
átomos que eran muy pequeños como para verlos a
simple vista y que la materia se conformaba por un
único tipo de átomo; por ejemplo, los átomos de oro
(Au) formaban una pepita de oro y le otorgaban su
EACTIVIDAD 1. (Tiempo: 15 minutos)
LOS ÁTOMOS ¡EXISTEN!
Para lograr la introducción de noción de átomo en sus estudiantes realice la siguiente actividad, con la finalidad de demostrarles
que a pesar de que la materia, en ocasiones, no puede verse por las limitaciones de nuestros sentidos, existe y puede deducirse su
existencia. Forme equipos de tres o cuatro estudiantes y repártales todos los materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿una botella
que no contenga nada visible en su interior, está realmente vacía? ¿Qué características poseen los gases? Si no se puede ver o sentir
un gas ¿cómo saben que realmente “existe”?
Materiales
Un pedazo de papel toalla; un vaso de vidrio transparente; un recipiente plástico y agua.
Procedimiento
1. Enrollar un pedazo de papel y colocarlo en el fondo del vaso. El pedazo de papel deberáde estar totalmente seco.
2. Llenar el recipiente con suficiente agua. Deberán colocar el vaso boca abajo y sumergirlo
lenta y verticalmente en el agua, como la figura de la derecha.
3. Sacar el vaso del agua y quitar el papel. Examinar.
Pregúnteles: ¿el vaso al sumergirse estaba vacío o lleno? ¿Por qué el papel no se mojó?
¿Existe “algo” dentro del vaso que no se puede ver? ¿Cómo se describiría la estructura de la
materia que no se puede ver?
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ESTRUCTURA ATÓMICA
Química
aspecto brillante; asimismo los átomos de hierro (Fe)
creaban una barra de hierro facilitando propiedades
únicas (Fig. 2).
Figura 1. John Dalton (1766 -1844) en 1808 escribió un libro
llamado Nuevo Sistema de filosofía química, que presentaba lasmasas atómicas de varios elementos químicos en relación a la
masa del hidrógeno. A pesar de que las masas no eran en su
totalidad precisas, conforman la base de la actual clasificación
periódica de los elementos químicos.
Figura 2. Según Dalton, existen distintas clases de átomos que se
distinguen por su masa y propiedades características.
Las ideas de Dalton sobre el modelo atómico de la
materia han servido de base a la química moderna,
por ello, el modelo se nombra la teoría atómica de la
materia. Esta proponía:
Los átomos son partículas individuales que no se
pueden subdividir por ningún proceso conocido.
Los átomos son tan indestructibles, que resisten
cualquier tipo de fuerza que se les aplique.
Los átomos de un elemento poseen las mismas
propiedades químicas y son iguales entre sí en el
tamaño, la masa y en cualquier otra cualidad. Los
átomos de los diferentes elementos varían en su
masa y demás propiedades.
Los átomos tienden a combinarse químicamente
en proporciones numéricas definidas (Fig. 3).
Los átomos pueden intercambiarse de una a otra
sustancia en una reacción química; pero ningún
átomo de un elemento químico desaparece ni se
transforma en un átomo de otro elemento.
Figura 3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos de
dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas.
La imagen del átomo proporcionada por John Dalton
en su teoría atómica, lo describe como minúsculas
partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales
entre sí para cada elemento químico (Fig. 4).
Figura 4. La teoría de John Dalton manifiesta que el átomo es la
partícula más pequeña de un elemento químico que mantienesus propiedades.
La teoría de Dalton estaba bastante aproximada a la
realidad, pero tuvo que modificarse a medida que se
efectuaban nuevos descubrimientos. En la actualidad
se conoce que los átomos están conformados por
partículas más pequeñas y los átomos de un mismo
elemento son casi, pero no exactamente, iguales.
El agua (H2O) es un compuesto
de hidrógeno (H) y oxígeno (O)
en una relación de 2 átomos de
H por 1 átomo de O.
El cloruro de hidrógeno (HCl)está compuesto de cloro (Cl)e hidrógeno (H). La relaciónque presenta es un átomode Cl por un átomo de H.
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Química
Modelo atómico de Joseph John Thomson
En 1898, el físico inglés Joseph Thomson presentó un
modelo para la estructura del átomo, al que los
científicos denominaron budín de pasas, donde los
electrones eran como pasas negativas colocadas en
un pudín de materia positiva (Fig. 5).
Figura 5. Debido a que la mayor parte de la materia es neutra,
Thomson imaginó que el átomo era como una bola con cargapositiva y electrones incrustados.
Thomson estableció la hipótesis de que los átomos
se conformaban por una esfera con carga eléctrica
positiva distribuida de manera uniforme y donde en
el interior encontraban partículas con carga negativa
(electrones) iguales en número al de la carga positiva
para que el átomo fuera neutro.
La identificación de Thomson de los electrones fue
mediante el estudio de los rayos catódicos. Usó en
su experimento un tubo al vacío y en sus extremos
conectó un electrodo que se conectaba a su vez a
una terminal metálica fuera del tubo.
Estos electrodos adquieren carga eléctrica cuando se
conectan a una fuente de alto voltaje. Al cargarse los
electrodos, unos rayos viajan a través del tubo desde
el electrodo negativo, denominado cátodo, hacia el
electrodo positivo, llamado ánodo.
Debido a que el origen de estos rayos es el cátodo,
se nombran rayos catódicos (Fig. 6). Joseph Thomson
descubrió que los rayos se desviaban hacia una placa
con carga positiva y se alejaban de una placa con
carga negativa. En ese entonces, ya se sabía que los
objetos que tienen cargas iguales se repelen entre sí,
mientras que los objetos con cargas contrarias se
atraen.
De esta manera, concluyó que los rayos catódicos se
hallaban constituidos por partículas invisibles con
carga negativa, a las que denominó electrones.
Figura 6. Tubo de rayos catódicos. Es un tubo de gases donde se realizó el experimento que permitió
demostrar la existencia de los electrones.
En 1886, el físico alemán Eugine Goldstein usó un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado y notó otro
tipo de rayos que procedían del ánodo. Los rayos atravesaban las perforaciones del cátodo iluminando la zona
posterior del tubo, llamándoles rayos canales; ya que tienen la propiedad de atravesar por pequeños agujeros
en el cátodo.
Cátodo Rendija Ánodo
Hacia la bombade vacío
Generador devoltaje
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Química
Él postuló que estos rayos estaban conformados por
partículas con carga positiva, que posteriormente se
les nombró protones. Desde 1900, ya se sabían dos
características de los átomos: i) son eléctricamente
neutros y ii) poseen electrones. Para que el átomo se
considere neutro debe tener el mismo número de
cargas positivas y negativas.
Modelo atómico de Ernest Rutherford
El físico neozelandés Ernest Rutherford en 1911 (Fig.
7) propuso una teoría fundada en un nuevo modelo
atómico de acuerdo con sus experiencias. Realizó un
experimento que consistió en hacer llegar un haz de
partículas alfa (partículas pequeñas de alta energía
cargadas positivamente) originarios de un elemento
radiactivo sobre una delgada lámina de oro.
La mayoría de las partículas atravesaron la lámina
como si no hubiese estado allí, mientras que otras sí
cambiaron de dirección e inclusive hasta rebotaron.
Las desviaciones se mostraron a través del uso de
una pantalla fluorescente de sulfuro de zinc (ZnS),
que producía un centelleo ante cada impacto (Fig. 9).
Figura 8. Ernest Rutherford (1871 -1937) se dedicó al estudio de
las partículas radiactivas a las cuales clasificó como: alfa, beta y
gamma. Descubrió que la radiactividad se enlazaba medianteuna desintegración de los elementos, lo que le valió en 1908, el
Premio Nobel de Química.
A partir de esta experiencia, se estableció el llamado
modelo atómico de Rutherford o modelo atómico
nuclear . Rutherford concluyó que como algunas de
las partículas alfa habían logrado atravesar la lámina,
los átomos debían consistir principalmente en un
espacio vacío. Por otro lado, ya que varias partículas
alfa habían rebotado, los átomos de oro (Au) debían
contener un objeto con carga positiva concentrado
en medio de este espacio.
Rutherford denominó núcleo a la parte central del
átomo (Fig. 8) y concluyó lo siguiente:
¿Cuál es el tubo de rayos catódicos en la actualidad?
El tubo de rayos catódicos, actualmente, es el monitor
de la computadora y el cinescopio del televisor. Estos
tubos utilizan un campo magnético variable para lograr
que el haz de electrones se mueva hacia atrás y haciaadelante iluminando los dibujos en una pantalla que
está cubierta con productos químicos.
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Figura 7 . Esquema representativo del experimento de Ernest Rutherford.
El átomo posee un núcleo central muy pequeño
con carga positiva, donde se concentra la mayor
parte de la masa del átomo.
Los átomos están constituidos en su mayor parte
por espacio vacío. Girando alrededor del núcleo y siguiendo órbitas
circulares, se encuentran los electrones en igual
número de los protones existentes en el núcleo,
manteniéndose así la neutralidad del átomo.
La masa del protón es aproximadamente igual a la
mitad de la masa del átomo.
Figura 8. Modelo atómico de Rutherford.
El físico inglés Sir James Chadwick, estudiante delfísico Rutherford, continuando con el experimento
del bombardeo de las partículas alfa, logró en 1932 a
través de materiales radiactivos, el descubrimiento
del neutrón: una partícula sin carga. Descubrió que a
diferencia de los electrones, sus trayectorias no eran
afectadas debido a un campo eléctrico, por lo que no
tenían carga e indicó que estas partículas provenían
del núcleo.
James Chadwick indicó que el neutrón poseía 17 %más masa que el protón, pero en trabajos aún más
recientes indicaron que sólo existe una diferencia
aproximada de 0.1 %. La masa y carga del neutrón
() y del protón (), son las siguientes:
La masa del electrón () y su carga se calculó con
las labores dadas del físico estadounidense Andrews
Millikan (1868 -1953):
Líneas espectrales atómicas y el Modelo atómico de
Bohr
Cuando la luz solar o luz blanca pasa a través de un
prisma, la luz se separa en una banda que muestra
los colores del arco iris, llamada espectro continuo
(Fig. 9A).
Figura 9. Espectros producidos a partir de la dispersión, por
medio de un prisma de dos diferentes fuentes de luz. A. La luz
blanca produce un espectro continuo. B. Los átomos en estado
gaseoso generan un espectro de emisión.
Al pasar una corriente a través de un tubo con un gas
en su interior, se observa la emisión de luz, tal como
lo hacen las luces de neón. Si la luz emitida por el gas
se pasa por un prisma, se distingue una secuencia de
distintas líneas brillantes llamadas líneas espectrales
(Fig. 9B), cada línea responde a una longitud de ondadiferente, o color, de la luz.
A esta serie de líneas se les conoce como espectro de
emisión. Estas líneas poseen un número finito para
cada elemento, debido a que sus longitudes de onda
son características propias del elemento que emite
la luz (Fig. 10).
Núcleo
Órbita delelectrón
A
B
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Figura 10. Espectros de emisión de diferentes elementos. Estos pueden ser usados para identificar cada elemento e incluso demostrar
su presencia. Por ejemplo, la figura muestra cómo una nebulosa está compuesta por Hidrógeno, Helio, Sodio y Neón, pues cada uno de
sus espectros forma el espectro de la nebulosa.
Modelo atómico de Niels BohrEn 1913 el físico danés Niels Henrik Bohr modificó el
modelo de Ermest Rutherford y propuso un modelo
planetario para el átomo de Hidrógeno (H2), el cual
permitía explicar el espectro atómico. El modelo sólo
“permite” cierta cantidad de órbitas. Es decir, que la
energía de los electrones está cuantizada (Fig. 11).
Figura 11. En el modelo atómico de Niels Bohr se posicionan los
electrones en niveles de energía alrededor del núcleo.
El nivel de energía más bajo es el más próximo al
núcleo y sólo cuenta con dos electrones. Los niveles
de energía más altos se hallan más lejos del núcleo ypueden poseer mayor número de electrones.
Los postulados de Bohr afirman lo siguiente:
El electrón sólo se mueve en los niveles de energía
definidos, llamados órbitas, en los que no se emite
energía. El nivel de energía más bajo es el más
próximo al núcleo y se conoce como estado basal o
estado fundamental . A temperatura ambiente, la
mayoría de los electrones se encuentran en estadobasal.
Los electrones en niveles de energía bajos, pueden
absorber energía y ser promovidos o saltar hacia
niveles de energía más altos, fenómeno designado
como como estado excitado.
Los electrones en niveles de energía altos que
“regresan” hacia los niveles de energía más bajos
emiten energía en forma de luz (el paquete de
energía o emisión de fotón por el cual viaja la luz),
que es la responsable de las líneas brillantes en losespectros de emisión. Cada salto entre los distintos
niveles de energía pertenece a varias de las líneas
espectrales observadas (Fig. 12).
Figura 12. Los saltos de electrones entre las órbitas permiten
observar líneas brillantes de varios colores a distintas longitudes
de onda () en el espectro. Así, cuando el electrón salta del nivel
3 al 2, se observa una línea roja; cuando lo hace del nivel 4 al 2,
es verde; del nivel 5 al 2 es azul y del nivel 6 al 2, es violeta.
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Química
2. LA TEORÍA CUÁNTICA DE LA ESTRUCTURA DEL
ÁTOMO
El modelo de N. Bohr no es aplicable a átomos que
poseen más de un electrón. Aunque su teoría es útil
para poder comprender la transición de los
electrones de un nivel energético a otro, fracasa al
considerar que el electrón actúa como partícula.
Al igual que la luz, que puede actuar como partícula
y onda, el electrón también posee la propiedad de
movimiento de onda e interacción como partícula,
este es el Principio de dualidad onda – partícula, que
fue establecido a principios del siglo XX por Louis de
Broglie.
Así, toda la materia en movimiento posee longitud
de onda, descrita a través de la siguiente ecuación:
Dónde: es la constante de Planck, es la masa de
la partícula en kilogramos y es la velocidad ().
Para cualquier objeto macroscópico, el cálculo de su
longitud de onda es demasiado pequeño y no puedeser observable. Empero, para un electrón la longitud
de onda es significante y mesurable.
Principio de incertidumbre de Heisenberg
Unos años después de que de Broglie planteara la
naturaleza dual de la materia, Werner Heisenberg,
propuso el principio de incertidumbre, que indica que
no es posible saber con certeza el momentum (mv) y
la posición de un electrón de manera simultánea.
Dado que los electrones son demasiado pequeños y
se mueven rápido, su movimiento es imperceptible a
nuestros sentidos.
Este principio demostró otra deficiencia en la teoría
atómica de Bohr, que propone que los electrones se
mueven en órbitas definidas alrededor del núcleo,
implicando que tanto la posición como la energía de
un electrón pueden conocerse con certeza.
Ecuación de Schrödinger y funciones de onda
Ernest Schrödinger derivó una ecuación matemática
para describir el comportamiento ondulatorio de los
electrones. Como resultado de esta nueva ecuación
se obtienen las funciones de onda (ψ), las cuales, son
ecuaciones matemáticas que predicen la energía que
poseen los electrones y las regiones en el espacio
adonde pueden ser encontrados.
El cuadrado de las funciones de onda (ψ2), es igual a
la probabilidad de encontrar a un electrón en una
región dada alrededor del núcleo de un átomo. Las
funciones de probabilidad son llamadas orbitales y
su representación se estudiará con más detalle en la
Lección 2.
En la figura 13, la densidad de probabilidad (ψ2) para
un electrón ubicado en el nivel más bajo de energía
en el átomo de hidrógeno, se grafica en función de la
distancia al núcleo (radio). Es de notar que a medida
la distancia al núcleo va disminuyendo, el valor de ψ2
aumenta. Esto indica que el electrón con menor nivel
energético del átomo de hidrógeno se puede hallar,
encontrar, lo más probable, más cerca del núcleo.
Figura 13. Densidad de probabilidad para el electrón del átomo de hidrógeno.
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Química
Esta densidad de probabilidad se puede visualizar
imaginando que el electrón es un punto y cambia su
posición cada segundo por un periodo largo de
tiempo (Fig. 14). La mayor densidad de puntos se
encuentra más cerca del núcleo. Esta es la región de
mayor densidad electrónica; es decir, es la región de
mayor probabilidad para encontrar un electrón.
Figura 14. Densidad electrónica para el electrón del átomo de
hidrógeno representada mediante un diagrama de puntos.
3. NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO
De los modelos atómicos estudiados previamente,
concluimos que el átomo está constituido por tres
partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón(los quarks, hadrones, bosones, etc., se estudiarán
en niveles superiores). Asimismo, concluimos que en
el núcleo del átomo se encuentran los protones y los
neutrones y alrededor de este, están los electrones.
Si observamos la Tabla Periódica, notaremos que los
elementos están numerados: 1 para hidrógeno (H), 2
para helio (He), 3 para litio (Li) y así sucesivamente,
hasta llegar al 118 para el ununoctium (Uuo). Este
número que representa a cada elemento químico esel número atómico (Fig. 15).
El número atómico (Z) es el número de protones en
el núcleo de cada átomo de un elemento químico. En
un átomo neutro, el número de protones es igual al
número de electrones, de tal forma que también el
número atómico demuestra el número de electrones
que se hayan en un átomo; por ejemplo, el número
atómico del berilio (Be) es 4; es decir, cada átomo
neutro de berilio posee 4 protones y 4 electrones.
Figura 15. Identificación del número atómico y másico en una
casilla de la Tabla Periódica.
Cada átomo en el Universo que cuente con cuatro
protones se llama correctamente Berilio.
La cantidad de protones dentro del núcleo del átomo
o el número de electrones en órbita del mismo, se
denomina número atómico.
El número de masa o número másico (A) muestra el
número total de protones y neutrones existentes en
el núcleo de un átomo de un elemento. En el caso
del Hidrógeno, su forma más común tiene un protóny ningún neutrón.
4. ISÓTOPOS
Como se ha mencionado con anterioridad, un átomo
neutro de un elemento dado siempre tiene el mismo
número de protones y electrones (número atómico,
Z); pero, se ha identificado que para la mayoría deellos hay dos o más tipos de átomos. La diferencia
que existe entre estas clases de átomos del mismo
elemento, es que poseen diferentes cantidades de
neutrones. A estos átomos se les llaman isótopos.
Los isótopos son átomos de un mismo elemento con
igual número atómico y diferente número de masa
debido al número de neutrones diferente. Esto es lo
22.990
11
Númeromásico
Númeroatómico
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ESTRUCTURA ATÓMICA
Química
que ocurre con el Uranio (U), que tiene dos isotopos:
con números másicos 235 y 238:
El primer isótopo se utiliza en reactores nucleares y
en bombas atómicas; en cambio, el segundo carece
de las propiedades idóneas para tales aplicaciones. A
excepción del hidrógeno, el cual presenta un nombre
diferente para cada uno de sus isótopos (Fig. 16), los
isótopos de los demás elementos se identifican por
medio del número másico. Los isótopos señalados se
nombran así: uranio -235 y uranio -238; es decir, se
escribe el nombre o símbolo del elemento seguido
del número másico separado por un guion.
Figura 16. Los isótopos del hidrógeno son los únicos que tienen un nombre específico: A. Protio, tiene un solo protón en su núcleo, sinningún neutrón; B. Deuterio, tiene un protón y un neutrón; C. Tritio, tiene un protón y dos neutrones en su núcleo.
Aplicaciones de los isótopos
Se conocen dos tipos de isótopos: los estables o no
radiactivos e inestables o radiactivos.
Estable o no radiactivo: Este tipo de isótopos no
emiten radiaciones por no poseer tantos protones
en el núcleo.
Inestable o radiactivo: Estos pueden ser naturales o
artificiales y se fundan en el principio, que entremayor número de partículas posea un átomo en el
núcleo, será más inestable y por ello, liberará parte
de sus partículas, a las que llaman radiaciones.
Los isótopos tienen un amplio campo de aplicación
en la medicina y en la industria. La primera utilidad
que se les dio a los isótopos radiactivos fue en fines
bélicos, en la fabricación de las bombas (atómica, de
neutrones, entre otros); no obstante, ello motivó a la
investigación posterior, hallándose un gran campode aplicación con fines altruistas.
Seguidamente, se listan algunos ejemplos del uso de
los isótopos:
Co -60 : Este es un emisor de rayos gamma (γ); los
rayos se usan para destruir células cancerígenas. El
haz de rayos gamma se dirigen hacia el centro del
tumor para que no dañe los tejidos sanos.
I -131: El paciente ingiere el yodo para tratar el
cáncer de tiroides. La glándula tiroidea absorbe elyodo; posee el inconveniente que emite demasiada
radiación beta y gamma.
Tc -99: Es un emisor de rayos gamma; el isótopo se
inyecta en el paciente y se concentra en los huesos,
siendo usado para el radiodiagnóstico de huesos.
I -123: Este isótopo es un intenso generador de
rayos gamma (γ), pero no emite partículas beta (β)
dañinas; es eficaz para poder obtener imágenes de
la glándula tiroidea.
Na-24: Se usa para seguir el recorrido sanguíneo ypoder detectar las obstrucciones en el sistema
circulatorio.
H -1
H -2
H -3
A B C
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Química
ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… GEOLOGÍA
DATACIÓN POR CARBONO -14
Los vegetales toman constantemente carbono de la atmósfera, en forma de dióxido de carbono (CO 2) y lo incorporan a sus
tejidos. El elemento carbono (C) presenta varios isótopos y el de la atmósfera contiene una pequeña parte de carbono
radiactivo: el Carbono-14 (C-14). Mientras el vegetal se halla vivo, la proporción de C-14 en sus tejidos es la misma que la que
hay en la atmósfera, igual que sucede con los tejidos de los animales que se han alimentado con materia vegetal.
Pero cuando cesa la respiración y muere un ser vivo, el C-14 se va desintegrando progresivamente y su proporción en los tejidos
disminuye. Como se conoce la velocidad con la que se degrada y midiendo la proporción de C-14 en un momento dado se
puede conocer cuánto hace que el organismo ha muerto, lo que permite estimar la edad de los materiales hechos a partir de él.
Solicíteles a sus estudiantes que respondan las siguientes preguntas a través de una investigación bibliográfica: ¿qué es el
carbono y cómo se encuentran en la atmósfera? ¿Cómo calculan los científicos la edad de los fósiles? ¿Cómo determinan la edad
de los huesos desenterrados en una excavación arqueológica? ¿En qué consiste la datación por medio del Carbono-14? ¿Cuáles
son las limitaciones del Carbono-14? ¿Qué otras aplicaciones presenta el Carbono-14?
¿Es posible detectar actividad biológica en el planeta Marte usando isótopos?
El Rover de Exploración de Marte (MER, por sus siglas en inglés ( Mars Exploration Rover ) es una misión que ha sido enviada a
explorar Marte, por la NASA. Incluye el envío de dos rovers (robots): Spirit (lanzado el 10 de junio de 2003) y Opportunity
(lanzado el 7 de julio de 2003) para explorar la superficie y geología de Marte.
En hallazgos recientes, el rover Opportunity descubrió una alta concentración de azufre en rocas del lugar de aterrizaje de laBeagle 2, una sonda espacial que conformó la misión Mars Express de la Agencia Espacial Europea, la cual fue declarada
oficialmente perdida el 6 de febrero de 2004. La Beagle 2 fue creada por universitarios británicos dirigidos por el científico
Collin Pillinger para buscar señales de vida midiendo el fraccionamiento de carbono en rocas marcianas.
Durante una conferencia de prensa en que se anunció el descubrimiento, Pillinger mencionó la posibilidad de usar isótopos de
azufre para poder reconocer actividad biológica en Marte. La NASA indicó que los experimentos con isótopos requerirían una
muestra traída desde el planeta Marte, ya que no es posible que la medición fuese llevada a cabo por una nave robótica; pero
el análisis lo efectuaría Pillinger ya que mencionó que la NASA no cuenta con un espectrómetro de masas para isótopos y él ha
estado toda su carrera construyendo máquinas para detectar isótopos.
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RESUMEN
Átomo: Es la parte más pequeña de un elemento con
identidad química propia. Los átomos se forman por
un pequeño núcleo denso de protones y neutrones,
y rodeado por electrones en movimiento.
Isótopo: Son átomos de un mismo elemento químico
que poseen el mismo número de protones en su
núcleo, pero difieren en el número de neutrones.
Número atómico, Z: Es el número de protones que
se hallan en el núcleo atómico. El número atómico es
igual al número de electrones que orbitan alrededor
del núcleo en un átomo neutro.
Número másico, A: Es el número de protones y de
neutrones que contiene el núcleo atómico.
Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte:
1. Astroseti.org (2011) Entrevista con el científico del Beagle 2. Astrobiology Magazine. Consultado en junio
2011 desde http://goo.gl/A5KVS
2. Biggs, A., Daniel, L., Feather, R., Ortleb, E., Riller, P., Snyder, S., Zike, D. (2002) Ciencias de Glencoe.
Programa de Ciencias para Texas, Grado 7 . Estados Unidos: Glencoe /McGraw Hill.
3. Brush S., Holton G. (1988) John Dalton. Introducción a los Conceptos y las Teorías de las Ciencias Físicas .
Consultado en junio 2011 desde http://goo.gl/ZkcZC
4. Chang, R., College, W. (2003) Química. Séptima Edición. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores S.A.
de C.V.
5. Enciclopedia Virtual Paraguaya (s.f.) Unidad VII. Organización de los seres vivos. Ciencias de la Naturaleza.
Consultado en junio 2011 desde http://goo.gl/zfa3r
6. ITE. Instituto de Tecnologías Educativas (s.f.) Historia: modelos atómicos. Consultado en junio 2011 desde
http://goo.gl/YNo8y
7. Phillips, J., Strozak, V., Williams, C. (2004) Química. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores, S.A. de
C.V.
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Química
8. Ramírez, V. (2002) Química 1 para Bachillerato General . Cuarta Reimpresión. México: Publicaciones Cultural
S.A de C.V.
9. SAEM Thales (s.f.) Isótopos usados en medicina. Sociedad Andaluza de Educación Matemática Thales.
Consultado en junio 2011 desde http://goo.gl/A4lMl
10. University of Virginia (2003) Cloud Model of the Atom II. A Physical Science Activity. Consultado en junio
2011 desde http://goo.gl/HyvOG
11. University of Virginia (2003) Indirect Measurement . A Physical Science Activity Consultado en junio 2011
desde http://goo.gl/FV4Oo
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ACTIVIDAD EVALUADORA
1. Subraya la respuesta correcta de las siguientes expresiones:
1. ¿Qué explica el modelo atómico de John Dalton?
a. La materia está constituida por átomos.
b. Los átomos tienen un núcleo muy pequeño donde se concentra casi toda la masa.
c. Los fenómenos eléctricos.
2. El aporte de Ernest Rutherford fue el siguiente:
a. Descubrió que el átomo era prácticamente espacio.
b. Descubrió que casi toda la masa del átomo se hallaba alrededor del núcleo atómico.
c. Descubrió la existencia de protones.
3. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?
a. La masa del electrón es superior a la masa del neutrón.
b. La carga eléctrica del núcleo atómico es positiva.
c. El electrón se ubica en el núcleo del átomo.
2. Ubica las palabras que se listan en los espacios correspondientes:
(1) es el número de (2) que contiene el núcleo atómico, coincide con el
número de (3) sólo si el átomo es neutro. Los (4) se caracterizan
por su número atómico; es decir, por el número de (5) del núcleo. Átomos con diferente
número de protones pertenecen a elementos (6) .
El (7) representa la suma de protones y (8) del núcleo. Átomos de unmismo elemento que tienen diferente número de (9) se llaman isótopos de dicho
elemento. Los isótopos de un elemento siempre tienen el mismo número de (10) .
3. Dibuja en los bosquejos que se te presentan, los modelos atómicos postulados por Ernest Rutherford, Niels
Bohr y Joseph Thomson:
Protones Electrones Protones Neutrones Número atómicoNúmero másico Protones Diferentes Elementos Neutrones
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ESTRUCTURA ATÓMICA
Química
4. Relaciona las siguientes conclusiones experimentales con el modelo atómico a que dieron lugar:
a. Los átomos se conforman de una esfera de carga eléctricapositiva distribuida de manera uniforme y en su interiorse encuentran partículas con carga negativa; el cual, eran
en número igual a las cargas positivas, de tal manera queel átomo fuera neutro.
b. Los saltos de electrones desde niveles de mayor energíahacia otros de menor energía o viceversa, suponen unaemisión o absorción de energía electromagnética.
c. Al reaccionar dos elementos para crear un compuesto, lohacen siempre en la misma proporción de masas.
d. Al bombardear los átomos de una lámina delgada conpartículas cargadas positivamente, algunas rebotan en unpequeño núcleo situado en el centro del átomo.
Modelo atómico de Rutherford
Modelo atómico de Dalton
Modelo atómico de Thomson
Modelo atómico de Bohr
5.
Completa la siguiente tabla:
Elemento Número atómico Número másico N° de protones N° de neutrones N° de electrones
17 20
235 92
20 10
6. De cuatro átomos: A, B, C, D sabemos que contienen:
Átomo A Átomo B Átomo C Átomo D
13 protones14 neutrones
13 protones13 neutrones
14 protones15 neutrones
14 protones14 neutrones
a. ¿Cuáles pertenecen a isótopos diferentes del mismo elemento?
b. ¿Son el átomo B y C del mismo elemento?
7. Señala las afirmaciones correctas:
1. El número másico de un átomo es la suma del número de protones, neutrones y electrones.
2. Todos los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número de neutrones.
3. Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número atómico.
4. Los isótopos de un elemento químico poseen el mismo número másico.
5. Los isótopos de un elemento químico tienen distinto número de neutrones.
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¿POR QUÉ ES IMPORTANTE?
Podemos observar la diversidad de objetos que
rodean gracias a la interacción de la luz con
electrones de las capas externas de los átomos
conforman las moléculas. Podemos comprender
fenómeno mediante la forma en que los electron
acomodan en los átomos: sólo en ciertos nivele
torno al núcleo. El movimiento de un electrón d
un nivel hacia otro superior, requiere la absorció
energía.
DESCRIPCIÓN
En esta lección se describen los números cuán
que explican cómo se acomodan los electrones e
átomos en términos de orbitales. La configura
electrónica de un átomo se relaciona con su ubica
en la Tabla Periódica.
CONTENIDOS
1. Números cuánticos.
2. Configuración electrónica.
3. Electrones de valencia.
4. Iones y número de oxidación.
INDICADORES DE LOGRO
1. Describe los cuatro números cuánticos y los usa para
caracterizar los orbitales atómicos.
2. Escribe correctamente la configuración electrónica de
los primeros veinte elementos químicos de la TablaPeriódica.
3. Señala los electrones de valencia en la configuración
electrónica de los primeros veinte elementos de la
Tabla Periódica.
4. Representa la formación de diferentes iones.
PALABRAS CLAVE
Nivel de energía, subcapas, orbitales, espín, electrones
de valencia, configuración electrónica, iones.
Lección 2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Química
1.
NÚMEROS CUÁNTICOS
lrededor del núcleo atómico, los electrones
se sitúan en regiones específicas llamadas
orbitales, que son descritos por un conjunto
de funciones de onda resultado de la solución de la
ecuación de Schrödinger (Lección 1).
Los orbitales son las regiones de espacio con alta
probabilidad de encontrar un electrón y pueden ser
caracterizados y descritos mediante los nombrados
números cuánticos, los cuales son:
1.
Número cuántico principal (n). Indica el nivel de
energía o capa que ocupa un electrón, es decir, la
distancia promedio del electrón al núcleo. Posee
valores enteros positivos de 1, 2, etc. La energía
de los niveles aumenta: 1 < 2 < 3 < 4 < 5…< n.
2.
Número cuántico azimutal o secundario ( l ). Es el
que designa la subcapa o subnivel en el que se
encuentra el electrón y la forma de los orbitales
que ocupa. Dentro de una capa (definida por el
valor de n) pueden hallarse diferentes subcapas,
cada una con una forma característica (Figs. 1 y
2).
Este número cuántico puede adquirir valores enteros
desde cero hasta (n-1) para cada valor de n. Por lo
general se denota cada valor de l usando una letra
que pertenece a una subcapa distinta:
Valor de l 0 1 2 3
Letra s p d f
En la primera capa (n=1), el valor máximo de l es
cero, indicando la presencia de una subcapa s. En lasegunda capa (n=2), los valores permitidos de l son 0
y 1, indicando que dentro de ella existe la subcapa s
y la p.
Figura 2. Forma de los orbitales s (esféricos) y p (lóbulos).
3. Número cuántico magnético (m). Este distingue el
orbital específico dentro de una subcapa y logra
describir la orientación espacial del orbital. Toma
valores desde - l ,..., 0,..., + l. El valor máximo de m
depende del valor de l (2 l + 1). Por ejemplo, para
l =1, hay 3 valores permitidos de m a los cuales se
le asignan los valores: -1, 0, y +1 que indican 3
regiones en el espacio (tres orbitales atómicos) asociados a la subcapa p (Fig. 3).
Figura 3. Orientación en el espacio de orbitales p, según los tres
valores permitidos por el número cuántico magnético (-1, 0,+1)
correspondiente a los ejes cartesianos x, y y z, respectivamente.
4.
Número cuántico espín (s). Indica la rotación del
electrón alrededor de su propio eje (Fig. 4). Toma
sólo dos valores:
) y
.
.
Figura 4. Espín del electrón. A la derecha en el sentido de las
agujas del reloj (+½) y a la izquierda en el contrario (-½).
Figura 1. Diferentes formas de los orbitales atómicos para n=3 de acuerdo al valor de l (0, 1, 2). El color de los
orbitales es asignado por convención para ilustrarlos mejor.
A
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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Química
Los primeros tres números cuánticos describen a los
orbitales en particular; cada orbital puede contener
un máximo de dos electrones, uno con espín
y el
otro con espín
.
En general, los números cuánticos indican la posición
de los electrones dentro del átomo, por tanto, cada
electrón mantiene un conjunto de cuatro números
cuánticos que lo distinguen. La Tabla 1 muestra los
cuatro números cuánticos para los primeros cuatro
niveles de energía.
Tabla 1. Relación de los valores de n, y m hasta n=4
n
Posiblesvalorespara l
Designaciónde subcapa
Posibles valores para m
1 0 1s 0 (1 orbital)
201
2s2p
0 (1 orbital)-1, 0, +1 (3 orbitales)
3012
3s3p3d
0 (1 orbital)-1, 0, +1 (3 orbitales)
-2, -1, 0, +1, +2(5 orbitales)
4
012
3
4s4p4d
4f
0 (1 orbital)-1, 0, +1 (3 orbitales)
-2, -1, 0, +1, +2(5 orbitales)
-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 (7orbitales)
Orbitales atómicos
Considerando los números cuánticos como pautas yque los orbitales se definen como funciones de onda
(Lección 1) enseguida se estudiarán los orbitales de
las subcapas s y p.
Orbitales s
Cada nivel o capa, contiene una subcapa s (definida
por l =0), que consiste en un orbital s (definido por
m=0). Para distinguir los distintos orbitales s de cada
capa, se utiliza el número cuántico principal como
coeficiente. Por ejemplo, 1s indica el orbital s del
nivel 1; 2s el orbital s del nivel 2; 2 p es un orbital p
del nivel 2 y así sucesivamente (Tabla 1).
El orbital de más baja energía, el 1s, es esférico (Fig.
2), dado que al graficar la función de probabilidad o
densidad electrónica (ψ2) para el orbital 1s en
función de la distancia al núcleo r , la probabilidad de
encontrar al electrón es simétrica y disminuye en la
medida que se aleja del núcleo (Fig. 5); esto indica
que es poco probable que el electrón se encuentre
muy lejos del núcleo. Si analiza de forma similar los
orbitales 2s y 3s, verá que también tienen simetría
esférica.
En realidad, todos los orbitales s poseen simetría
esférica y en lo único que cambian es en su tamaño;
es decir, que al incrementar n aumenta la distancia
¿Cómo se obtienen las imágenes internas de nuestro cuerpo?
Hasta hace poco, para obtener imágenes de los huesos, músculos y órganos humanos sólo se lograba principalmente empleandorayos X.
En los años ochenta, una nueva técnica llamada imágenes por resonancia magnética nuclear (MRI, por sus siglas en inglés) pasó a lavanguardia de la tecnología para obtener imágenes médicas. El fundamento de MRI es un fenómeno llamado resonancia magnética
nuclear (RMN) que se descubrió a mediados de los años cuarenta. Actualmente, la RMN se ha convertido en uno de los métodosespectroscópicos más importantes que se emplean en química, y se basa en la observación de que, al igual que los electrones, losnúcleos de muchos elementos poseen un espín intrínseco. Al igual que el espín electrónico, el espín nuclear está cuantizado.
Por ejemplo, el núcleo de 1H (un protón) tiene dos posibles números cuánticos de spin nuclear,
y
. Un núcleo de hidrógeno
en rotación actúa como un imán diminuto. En ausencia de campos externos, los dos estados de espín tienen la misma energía, perocuando los núcleos se colocan en un campo magnético externo se pueden alinear ya sea paralelos u opuestos (anti paralelos) alcampo, dependiendo de su espín. La alineación paralela tiene más baja energía que la anti paralela, siendo la diferencia energía, ΔE .Si los núcleos se irradian con fotones cuya energía es igual a ΔE , el espín de los núcleos puede “invertirse”, es decir, excitarse de la
alineación paralela a la antiparalela. La detección de la inversión de los núcleos entre los dos estados de espín produce un espectroRMN.
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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Química
del electrón al núcleo. La figura 5 permite visualizar
el cambio de nivel energético para los orbitales 2s y
3s; muchas veces, el valor ψ2 es cero (la probabilidad
es nula de encontrar un electrón a esta distancia del
núcleo), llamándose “nodo” a estas regiones.
Orbitales p
En el segundo nivel, l posee los valores de 0 y 1;
aparece la subcapa p que contiene un conjunto de
tres orbitales correspondientes a los 3 valores de m
permitidos (-1, 0, y +1) que se representan como los
orbitales p x , py y pz, junto al nivel energético en el
que se ubican (2 p, 3 p, 4p, etc.). Cada conjunto de
orbitales p se asemeja a tres pesas idénticas
colocadas perpendicularmente entre sí; por tanto la
distribución de su densidad electrónica se concentra
en dos regiones a los lados del núcleo (Fig. 6) y a
cada lado se denomina lóbulo.
Ubicando al núcleo en el origen del plano cartesiano,
podemos visualizar la orientación de cada uno de los
tres orbitales p (Fig. 2). De esta manera, los orbitales
p con un valor dado de n, tienen el mismo tamaño,
pero difieren en su orientación espacial.
2.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Una vez caracterizados los orbitales, se describirá la
disposición de los electrones dentro de ellos para los
primeros 20 elementos de la Tabla Periódica, usando
las configuraciones electrónicas, las cuales son la
forma en que se distribuyen los electrones entre los
orbitales de los diferentes niveles y los subniveles de
energía.
r 2
ψ 2
r 2
ψ 2
r 2
ψ 2
ψ 2
ψ 2
ψ 2
Figura 5. Distribución de densidad electrónica en orbitales 1s, 2s y 3s. La parte inferior de la figura muestra cómo varía la densidadelectrónica, representada por ψ
2, en función de la distancia r al núcleo.
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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Química
Reglas para la distribución de los electrones en los
orbitales
1.
Los electrones ocupan los orbitales comenzando
desde el nivel más cercano al núcleo, o sea, el de
menor energía (nivel 1, luego el 2, etc.). La figura
7 sugiere el orden que los electrones ocupan los
orbitales en los diferentes niveles energéticos,
primero el 1s, luego el 2s, 2p y así sucesivamente.
Figura 7. Diagrama del orden de llenado de los orbitales. Se
comienza llenando desde abajo (1s, menor energía) hacia arriba
(mayor energía).
2.
Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones de
un átomo no pueden poseer los cuatro números
cuánticos iguales. Como se vio anteriormente, los
primeros tres números cuánticos (n, l y m),
determinan un orbital específico. Dos electrones
pueden tener los primeros tres números
cuánticos iguales; pero si es así, el espín debe ser
diferente.
3.
Regla de Hund : Cuando existen orbitales de igual
energía, los electrones ocupan inicialmente estos
orbitales de manera individual. Este fenómeno se
puede explicar debido a que los electrones tienen
la misma carga eléctrica e intentan mantenerse
separados entre sí como sea posible. Esto puede
lograrse situándose en orbitales vacíos de energía
similar en lugar de unirse a otros electrones en
orbitales semi llenos.
Representación de las configuraciones electrónicas
Para la representación de las configuraciones puede
efectuarse de dos formas diferentes:
1.
Notación s p d f , en la cual se escribe el nivel de
energía, la subcapa y el número de electrones así:
1s1.El coeficiente 1 indica el nivel de energía (n),
la letra minúscula señala la subcapa, mientras
que el superíndice el número de electrones. Este
último valor se obtiene del número atómico (Z).
2.
Diagrama de orbitales, se utiliza para mostrar la
distribución de los electrones en cada subcapa, la
cual se descompone en orbitales individuales,
simbolizados mediante cajas. Esta representación
se elabora con la dirección de energía creciente
vertical (Fig. 8A) o desde izquierda a derecha (Fig.8B).
Los electrones se indican mediante flechas. Una
apuntando hacia arriba corresponde a un tipo de
espín (
) y una flecha apuntando hacia abajo al
otro tipo (
).
r2 ψ2
Figura 6. Densidad electrónica y la probabilidad de encontrar
un electrón, en función de la distancia al núcleo (2) para un
orbital p.
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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Química
Los electrones que están en un mismo orbital con los
espines opuestos , se dice que están apareados.
Los electrones en diferentes orbitales de la misma
subcapa ocupados individualmente tienen espines
iguales o paralelos (las flechas apuntan en la misma
dirección). Por ejemplo, para la subcapa 2 p se indica
escribiendo en vez de , al seguir
la regla de Hund.
Figura 8. Diagramas de orbitales con dirección creciente de
energía: A. vertical y B. horizontal.
Principio de Aufbau o de construcción
La palabra Aufbau es de origen alemán, que significa
“construcción progresiva”; en química, es un método
usado para realizar las configuraciones electrónicas
de los elementos por orden de su número atómico
creciente.
Al pasar de un elemento químico neutro al siguiente,
se añade un electrón y después se describe el orbital
donde va el electrón añadido.
Sus estudiantes al terminar la actividad 1, deberán
de tener registrado en sus libretas de anotaciones un
esquema parecido al de la figura 9.
Figura 9. Principio de Aufbau para los elementos Z=3 hasta Z=10
A B
ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 1 hora)
CONSTRUCCIÓN PROGRESIVA
Materiales por grupo
Caja de fósforos, diagrama con orden de llenado, plantilla
de diagrama de orbitales, lápiz y Tabla periódica.
Procedimiento
Proporcione a sus estudiantes, antes de realizar la actividad,
el diagrama con el orden de llenado de los orbitales y laplantilla con el diagrama de orbitales. Este último puede ser
impreso en una página de papel bond tamaño oficio de tal
forma que los orbitales sean grandes. Otra alternativa es que
el estudiantado elabore el diagrama en una cartulina. Luego,
indíqueles que:
1. Formen grupos de cuatro.
2. Busquen en la Tabla Periódica el número atómico del
Hidrógeno (H).
3. Realicen el orden de llenado en la plantilla para el átomo
de hidrógeno utilizando los fósforos como electrones,
ubicando la cabeza del fósforo hacia arriba o hacia abajosimulando el espín del electrón.
4. Escriban la notación s p d f en su libreta de apuntes.
5. Representen el diagrama de orbitales en su libreta de
apuntes.
6. Repitan los pasos del 2-4 hasta el átomo de calcio.
Pregúnteles: ¿qué átomos poseen electrones en el menor
nivel de energía? ¿A partir de qué átomo y nivel energético
empiezan a llenarse los orbitales p? ¿En cuáles átomos se
evidencia más la regla de Hund?
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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Química
3.
ELECTRONES DE VALENCIA
Se denomina capa de valencia de un átomo a la capa
o nivel más externo del mismo. Los electrones que se
encuentran en esta capa se denominan electrones de
valencia y son los que intervienen en la formación de
cualquier tipo de enlace (Lección 3). Cada elemento
tiene asignado un número que indica la capacidad
que posee dicho elemento químico para combinarse
con otros elementos. Ese número se llama valencia.
Así, la capa de valencia para el Li es 2s 1 y la cantidad
de electrones que posee esta capa es de 1; para el
Be es 2s2 y posee 2 electrones de valencia; para el B
es 2s2 2p1 y cuenta con 3 electrones de valencia; y así
sucesivamente para los demás elementos.
4.
IONES Y NÚMEROS DE OXIDACIÓN
Puesto que todos los gases nobles (con excepción
del helio (He)) tienen ocho electrones de valencia,
muchos átomos al reaccionar también terminan con
ocho electrones de valencia, dado que así alcanzan
estabilidad energética (Lección 3).
Esta observación ha dado lugar a dos conceptos muy
conocidos como: regla del octeto, la tendencia de los
átomos para tener ocho electrones de valencia, y la
regla del dueto: la tendencia de los átomos de tener
dos electrones de valencia.
Un octeto de electrones consiste en orbitales s y p
llenos en un átomo (s2p6 = 8 electrones) y un dueto
con el orbital s lleno (s2 = 2 electrones).
Una manera en que los átomos pueden alcanzar el
octeto es ganando, perdiendo o con la compartición
de electrones de su capa de valencia, debido a que
es la capa más alejada del núcleo. A los átomos que
pierden o ganan electrones se les llama iones. Un ión
con carga positiva se llama catión y uno con carga
negativa, anión.
Por ejemplo, el átomo de sodio (Na), que posee 11protones y 11 electrones, pierde con facilidad el
electrón de la subcapa 3s. El catión resultante tiene
11 protones y 10 electrones, y por lo tanto tiene una
carga neta de +1, obteniéndose una configuración
estable que parecida al neón (Ne) (1s2) (Fig. 10).
Figura 10. Esquema de formación del ión sodio (Na+).
ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 30 minutos)
EN EL NIVEL MÁS ALTO
Materiales por grupo
Diagrama de orbitales y configuraciones electrónicas de laActividad 1 y un plumón permanente de cualquier color.
Procedimiento
1. Formar los mismos grupos de la Actividad 1.
2. Identificar los electrones en el nivel energético más
alto, en cada uno de los diagramas de orbitales de los
20 elementos que ya elaboró en la Actividad 1.
3. Contar cuántos electrones hay en el nivel más alto e
indíquelos a un lado de cada diagrama.
4. Subrayar en las configuraciones electrónicas el nivel
más alto.
Pregunte a los estudiantes
¿Cuál es el nivel de energía más alto para el hidrógeno (H) y
el helio (He)? ¿Cuál es el nivel de energía más alto para el
litio (Li)? ¿Qué otros elementos poseen este mismo nivel
como el más alto? Realice las mismas preguntas cambiando
el Li por el sodio (Na) y luego por el potasio (K).
¿Qué elementos poseen en su última capa un total de 2
electrones? Realice las mismas preguntas, pero cambiando
el valor de 2 electrones por 3… hasta llegar a 8 electrones.
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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Química
El flúor, con 9 protones y 9 electrones (neutro), gana un electrón en las reacciones químicas para generar el ión
F- con el octeto completo en su última capa (2s22p6) parecida al Neón (Fig. 11).
Se conoce como número de oxidación de un elemento a
la carga eléctrica que se le asigna a un átomo en un
compuesto. Esta puede ser en ocasiones la carga que
posee cuando se encuentra en forma de ión. Los números
de oxidación pueden ser positivos o negativos, según la
t endencia del átomo a perder o a ganar electrones Un
mismo átomo puede poseer uno o varios números de
oxidación.
Los elementos metálicos siempre tienen números de oxidación positivos, mientras que los elementos no
metálicos pueden tenerlos positivos o negativos (Tabla 2). Algunos iones son poliatómicos, es decir, que están
formados por más de un átomo (NH4+, NO3
-, etc.), y serán estudiados en lecciones posteriores.
Tabla 2. Fórmulas de algunos iones comunes
Cationes comunes Aniones comunes
Fórmula Nombre Fórmula Nombre
Na+ Sodio F- Fluoruro
K+
Potasio Cl- Cloruro
Ag+ Plata Br- Bromuro
Mg2+
Magnesio O2-
Óxido
Ca2+ Calcio S2- Sulfuro
Zn2+
Zinc N3-
Nitruro
Cu2+ Cobre (II) I- Yoduro
Al
3+
Aluminio H
-
Hidruro
Es importante distinguir entre número de oxidación y valencia. Por ejemplo, en el caso del O 2-, la valencia del
oxígeno es 6, pero su estado de oxidación es 2- (ha ganado 2 electrones, por eso es negativo).
¿Una bomba en nuestro cuerpo?
Nuestro organismo, contiene una bomba llamada bomba
sodio-potasio (Na+ /K
+ ) o Na+/K+-ATPasa que tiene muchas
funciones en la célula. La principal es que conserva el
gradiente electroquímico de la célula, manteniendo el
potencial de la membrana al permitir una concentración
alta de K+
dentro de la célula y una concentración alta deNa+ afuera. Esto facilita el transporte de nutrimentos a
través de la membrana por medio del transporte activo
secundario. Por ejemplo, la glucosa es cotransportada con
Na+ dentro de la célula en contra del gradiente de
concentración. Para la mayoría de las células animales, la
Na+/K+-ATPasa es la responsable del gasto de 1/3 de la
energía de la célula. Para las neuronas es responsable del
gasto de 2/3 de la energía de la célula.
Figura 11. Esquema de formación del ión fluoruro (F -).
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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Química
ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 1 hora)
QUIERO SER ESTABLE
Materiales por grupo: 10 frijoles blancos, 10 frijoles negros o rojos y una Tabla Periódica.
Procedimiento
Con los mismos grupos de estudiantes de las actividades anteriores, seguir las siguientes indicaciones:
1. Identificar el número atómico del litio en la Tabla Periódica.
2. Utilizar los frijoles blancos como protones (cargas positivas) y los negros como electrones (cargas negativas). Para esta actividad
también pueden usar botones de colores para representar a los protones y electrones (ver nota).
3. Retirar o agregar el número de electrones necesarios, según corresponda, aplicando la regla del dueto o del octeto.
4. Contar cuántas cargas positivas tiene y cuántas negativas.
5. Asignar la carga que adquiere el átomo de litio.
6. Repetir los pasos del 1-6 para los siguientes átomos de la Tabla Periódica hasta el flúor.
NOTA: Tome la cantidad de frijoles necesaria para representar el número de protones y electrones que posee el átomo de litio
neutro. Recuerde que los metales (Grupo I y II) pierden electrones para adquirir la configuración de un gas noble (regla del octeto) y
los no-metales (oxígeno, flúor, azufre, etc.) ganan electrones para obtener el octeto.
Pregúnteles: ¿a qué elementos aplicaron la regla del dueto y a cuáles la del octeto? ¿Cuáles elementos formaron cationes?
¿Cómo funcionan los semiconductores?
Los semiconductores son elementos que tienen una conductividad eléctrica inferior a la de un conductor metálico, pero superior a la
de un aislante. El semiconductor más utilizado es el silicio, que es el elemento más abundante en la naturaleza, después del oxígeno.
Otros semiconductores son el germanio y el selenio. Los átomos de silicio tienen su orbital externo incompleto con sólo cuatro
electrones de valencia. Estos átomos forman una red cristalina, en la que cada átomo comparte sus cuatro electrones de valencia
con los cuatro átomos vecinos, formando enlaces covalentes.
A temperatura ambiente, algunos electrones de valencia absorben suficiente energía calorífica para librarse del enlace covalente y
moverse a través de la red cristalina (figura de abajo), convirtiéndose en electrones libres. Si a estos electrones, que han roto el
enlace covalente, se les somete al potencial eléctrico de una pila, se dirigen al polo positivo.
Cuando un electrón libre abandona el átomo de un cristal de silicio, deja en la red cristalina un hueco, que con respecto a los
electrones próximos tiene efectos similares a los que provocaría una carga positiva. Los huecos tienen la misma carga que elelectrón, pero con signo positivo.
El comportamiento eléctrico de un semiconductor se caracteriza por los siguientes fenómenos:
Los electrones libres son portadores de carga negativa y se dirigen hacia el polo positivo de la pila.
Los huecos son portadores de carga positiva y se dirigen hacia el polo negativo de la pila.
Al conectar una pila, circula una corriente eléctrica en el circuito cerrado, siendo constante en todo momento el número de
electrones dentro del cristal de silicio. Los huecos sólo existen en el seno del cristal semiconductor. Por el conductor exterior sólo circulan los electrones que dan lugar a
la corriente eléctrica.
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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Química
RESUMEN
Configuración electrónica: Distribución específica de
los electrones dentro de los orbitales de átomos e
iones.
Electrones de valencia: Son los electrones ubicados
en la capa más externa del átomo.
Ión: Es el átomo o grupo de átomos que poseen una
carga eléctrica.
Números cuánticos: Son los números que describen
las energías de los electrones en los átomos.
Número de oxidación: Se denomina a la carga que
se le designa a un átomo cuando los electrones del
enlace se distribuyen según ciertas reglas. En el caso
de los iones monoatómicos, el número de oxidación
corresponde a la carga del ión.
Orbital atómico: Región en el espacio en la cual hay
una alta probabilidad de encontrar electrones.
Principio de Aufbau: Guía para predecir el orden en
que se ubicarán los electrones dentro de las capas y
las subcapas de los átomos.
Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones de
un mismo átomo no pueden poseer su conjunto de
números cuánticos idénticos.
Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte:
1. Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Burdge, J. R. (2004) Química. La ciencia central . México: PEARSON
EDUCACIÓN.
2.
Instituto de Tecnologías Educativas, Ministerio de Educación, Gobierno de España (s.f.) Corteza atómica:
estructura electrónica. Consultado en junio de 2011 desde http://goo.gl/lltsc
3.
Petrucci, R., Harwood, W., Herring, F. (2003) Química General . Madrid: Prentice Hall.
4.
Whitten, K., Davis, R. E., Peck, M. L., Stanley, G. (2008) Chemistry. CENGAGE Learning.
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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Química
1. Subraya la respuesta correcta:
El número cuántico m para un electrón en elorbital 5s puede ser:
a.
+1/2 ó -1/2b.
Cualquier valor entero entre -5 y +5c.
Cualquier valor entero entre 0 y 5d.
Cero
El número de electrones desapareados en unátomo de fósforo es:a.
5b.
3c.
1d.
2
Si l =3, nos indica que son orbitales:
a.
sb.
pc.
dd. f
2. Escribe V si es verdadero o F si es falso a las
siguientes afirmaciones:
En la notación 1s2, el 1 indica el nivel de energía,
la s indica el subnivel y el 2 representa el númerocuántico magnético.
Dos electrones de un mismo átomo ubicados en
el nivel 1, pueden tener los siguientes números
cuánticos (1,0,0,+1/2) y (1,0,0,-1/2).
El principio de exclusión de Pauli expresa que la
distribución más estable de los electrones en los
subniveles de energía es la que posea
mayor
número de espines paralelos.
3.
¿Cuál de los siguientes grupos de númeroscuánticos, es probable para un electrón ubicadoen la subcapa 4p?a. (4, 3, 1, +1/2)
b. (4, 1, 1, +1/2)
c. (4, 2, 1, +1/2)
d. (4, 0, 1, +1/2)
4. ¿Por qué los siguientes diagramas de orbitalesson erróneos? Explica.
a.
b.
c.
5.
Escribe la configuración electrónica para el átomodel elemento con Z=15.
6.
Escribe el diagrama de orbitales de las siguientesconfiguraciones electrónicas:a.
1s22s22p5 b. 1s22s22p63s1 c. 1s22s22p63s23p64s23d5 d.
1s1
7.
Señala la capa de valencia de las configuraciones
electrónicas del numeral anterior.
8.
Haz un esquema para representar la formación
de los siguientes iones:
a.
H+
b.
Mg2+
c.
H-
d.
S2-
9.
Escribe la configuración electrónica para los iones
del numeral anterior.
ACTIVIDAD EVALUADORA
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CONTENIDOS
1. Enlace químico.
2. Estructura de Lewis.
3. Tipos de enlace químico.
4. Propiedades de las sustancias en función del tipo de enlace
químico.
INDICADORES DE LOGRO
1. Dibuja estructuras de puntos Lewis para iones y moléculas
pequeñas.
2. Usa el concepto de electronegatividad para la predicción de
la formación de los enlaces.
3. Diferencia las fuerzas intramoleculares e intermoleculares4. Distingue entre el enlace iónico y enlace covalente.
5. Demuestra cómo los átomos se combinan para lograr la
estabilidad química, mediante la regla del octeto.
PALABRAS CLAVE
Enlace iónico, enlace covalente, enlace coordinado, moléculas,
fuerzas intermoleculares, fuerzas intramoleculares, regla del
octeto, electronegatividad, fuerzas de Van der Waals, enlace
por puente de hidrógeno.
¿POR QUÉ ES IMPORTANTE?
Los innumerables compuestos conocidos,
naturales como sintéticos, se forman de át
enlazados a otros, cuyas características fís
químicas dependen del tipo de enlace form
Por ejemplo, el agua está formada por el e
covalente de dos átomos de hidrógeno y u
oxígeno. Este tipo de enlace le confiere aq
propiedades únicas para el sostenimiento
vida en la Tierra.
DESCRIPCIÓN
Esta lección se desarrolla centrándose e
distintos tipos de enlace químico que existe
exposición de los enlaces se ha basado
clasificación general de las fuerzas que le
origen; se describen también, los término
se asocian a ella (electronegatividad, estru
de Lewis, regla del octeto).
Lección 3. ENLACE QUÍMICO
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ENLACE QUÍMICO
Química
n la actualidad, la mayoría de las personas
prefieren utilizar una pasta para dientes que
contenga flúor (F) y es seguro que usted y sus
estudiantes también. Pregúnteles ¿conocen la razón
de por qué el elemento flúor ayuda a la prevención
de la caries?
De la forma en que los átomos se unen dependen laspropiedades físicas y químicas de las sustancias. Por
ejemplo, al respirar monóxido de carbono (CO) este
se enlaza fuertemente a ciertas sustancias que se
hallan presentes en los glóbulos rojos de la sangre,
perdiendo su capacidad para transportar el oxígeno,
provocando asfixia.
De este y otros ejemplos, surgen preguntas como las
siguientes ¿qué es un enlace químico? ¿Qué facilitan
o qué impiden los enlaces químicos? ¿Cómo se creaun enlace químico? ¿Qué determina que uno sea más
fuerte o débil que otros enlaces?
1. ENLACE QUÍMICO
Cuando los átomos se unen para formar moléculas
hay un intercambio de los electrones de valencia; es
decir, los electrones de la capa más externa de cada
átomo. Esta unión se logra por la ganancia, pérdida o
compartición de electrones. La atracción resultante
entre los átomos participantes se denomina: enlace
químico.
El enlace químico es la fuerza que mantiene a dos o
más átomos unidos, dando origen a la formación de
una molécula y la atracción que ejercen entre sí
dichas moléculas (Fig. 1).
Figura 1. El agua (H2O) es una molécula que está formada por la
unión de dos átomos de hidrógeno con uno de oxígeno por
medio de un enlace covalente (comparten electrones).
Al estudiar la naturaleza de las sustancias se halla
que todas están conformadas por agrupaciones de
átomos. Unas veces forman agregados neutros
(moléculas) y otras, sustancias con carga: los iones.
La unión entre los átomos, moléculas o iones es lo
que constituye el enlace químico.
Algunas consideraciones importantes que ayudan a
comprender la formación de un enlace químico, se
listan a continuación:
a. La unión entre átomos se efectúa a través de los
electrones de la capa exterior o valencia.
b. La unión química se genera cuando uno o más
electrones de valencia de algunos átomos son
transferidos o compartidos entre los átomos.
c. Los gases nobles poseen ocho electrones en suúltima capa, a excepción del helio (He) que sólo
tiene dos. Esta configuración electrónica le
comunica al átomo gran estabilidad , lo que
explica su poca reactividad.
Las fuerzas que dan origen a los enlaces químicos
son clasificados en dos grandes grupos: las fuerzas
intramoleculares y las fuerzas intermoleculares.
E
Oxígeno (O)
Hidrógenos (H)
O
H H
¿Qué efecto hará el flúor en nuestros dientes?
El flúor es una sustancia que hace resistente el esmalte
de los dientes. Si se aplica flúor sobre los dientes, este
reacciona con el calcio (Ca2+) de los mismos, formando
fluoruro de calcio (CaF2) ya que, el flúor reacciona con
los cristales del esmalte, formando un compuesto que
aumenta mucho la resistencia del esmalte.
Además, el flúor ayuda a la re mineralización del diente,
al favorecer la entrada en su estructura de iones calcio
(Ca2+) e iones fosfato (PO43-). Esto ocurre porque el flúor
tiene carga negativa que atrae al calcio que tiene carga
positiva, y forma un enlace iónico.
Electrones compartidos
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ENLACE QUÍMICO
Química
Fuerzas intramoleculares: Son enlaces que originan
las moléculas. Cuando se afectan estas atracciones
ocurre una reacción química.
Fuerzas intermoleculares: Se establecen entre las
moléculas y explican las propiedades físicas de las
sustancias; por ejemplo, ¿por qué el hielo es menos
denso que el agua líquida? ¿Por qué se producen
los cambios de agregación en la materia?
Los principales modelos utilizados para interpretar
las fuerzas intramoleculares son: el enlace iónico,
metálico y covalente (este último posee variantes: el
enlace polar, no polar y coordinado). En cambio, las
fuerzas intermoleculares se clasifican en dos grupos:
las fuerzas de Van der Waals (ión -dipolo, dipolo -
dipolo y fuerzas de dispersión de London) y el enlace
por puente de hidrógeno.
2. ESTRUCTURAS DE LEWISCuando los átomos interaccionan para formar un
enlace, solamente interactúan sus regiones más
externas. Por este motivo, cuando se estudian los
enlaces químicos se consideran los electrones de
valencia. Para lograr demostrar que el número de
electrones no cambia en una reacción química, se
utiliza el sistema de puntos señalado por el químico
estadounidense Gilbert Lewis quién propuso que se
representaran los electrones de valencia mediante
cruces o puntos para visualizar la transferencia o la
compartición de electrones en el enlace cuando los
átomos se unen. Estos se colocan al alrededor del
elemento. Debe seguirse los pasos siguientes:
1. Escribe el símbolo del elemento químico.
2. Desglosa la configuración electrónica completa de
los elementos químicos. Selecciona los electrones
que están en el último nivel energético.
3. Es importante que recuerde cuáles electrones se
hallan pareados y cuáles no lo están.
Paso 1: H, C, F, K, Sc
Paso 2:Configuración electrónica Electrones de valencia
H = 1s1 1s1
C = 1s22s22p2 2s22p2
F = 1s22s22p5 2s22p5
Al = 1s22s22p63s23p1 3s23p1
Ca = 1s22s22p63s23p64s2 4s2
Paso 3:
Las estructuras de Lewis se pueden utilizar para
lograr predecir la formación de enlaces covalentes
que constituyen las moléculas diatómicas (tienen
dos átomos) y las moléculas poliatómicas (poseen
varios átomos) (Fig. 2).
CH4 (metano) H2O (agua) NH3 (amoníaco)
Figura 2. Se representa mediante una cruz a los electrones de
enlace que pertenecen al hidrógeno, para diferenciarlos de los
electrones de valencia que pertenecen a los otros átomos (4 del
C, 6 del O y 5 del N). Todos cumplen con la regla del octeto.
¿Cómo se utilizan los gases nobles, si son inertes?
Los gases nobles son utilizados, por lo general, para la
iluminación, debido a su falta de reactividad química. Los
bombillos incandescentes usan, generalmente, argón (Ar)
y kriptón (Kr), como gases de relleno para proteger el
filamento. El Kr es usado en los focos de alto rendimiento(tienen temperaturas elevadas y son de mayor eficacia)
debido a que disminuye la velocidad de evaporación del
filamento más que el argón.
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ENLACE QUÍMICO
Química
Regla del octeto
La regla del octeto establece que el último nivel de
energía de un átomo debe poseer ocho electrones,
para que adquiera una configuración estable. Esta
configuración es semejante a la de un gas noble, por
lo que hace difícil que reaccionen con otro elemento.
Esta regla es aplicable para la creación de enlaces
entre los átomos. Así, en los ejemplos anteriores
cada uno de los elementos centrales de cada uno de
los compuestos tiene 8 electrones en su última capa,
semejante a la de un gas noble.
Por ejemplo, el oxígeno conserva seis electrones de
valencia, dos menos que un gas noble; al enlazarse
con el hidrógeno, comparte un electrón con cada
uno de los átomos de hidrógeno, sumándose ocho
electrones y cumpliendo la ley del octeto.
De la misma forma, el nitrógeno tiene 5 electrones
en su último nivel, 3 menos que un gas noble: se
enlaza a 3 átomos de hidrógeno que le brindan los 3
electrones restantes para alcanzar la estabilidad.
La naturaleza de estos enlaces va a determinar el
comportamiento y las propiedades de las distintas
moléculas. Estas propiedades dependerán, por tanto
del tipo de enlace, el número de enlaces por átomo y
de las fuerzas de unión.
Electronegatividad
El enlace entre los átomos puede imaginarse como el
juego de lucha, de tira y afloja por los electrones de
valencia; por ello, se requiere de un parámetro para
fijar la atracción que ejerce cada átomo sobre los
electrones compartidos. La electronegatividad es la
medida de atracción, es decir, la capacidad que tiene
un átomo para atraer electrones.
El compartir electrones o donarlos en un enlace va a
depender de las electronegatividades que tengan los
átomos enlazados. Aquellos electronegativos en alto
grado, como el flúor (F) (Fig. 3), atraen los electrones
de valencia en un enlace, más que los átomos que
poseen menor electronegatividad, tal como el sodio
(Na).
Se representa la diferencia de electronegatividad
entre dos átomos enlazados mediante el símbolo
∆EN (diferencia de electronegatividad). Este valor se
calcula restando la electronegatividad menor de la
mayor; así, ∆EN siempre es positiva; es decir, la ∆EN
entre el flúor y el sodio es – .
ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 5 minutos)
PROBLEMAS DE PRÁCTICA
Solicíteles al estudiando que usando sólo la Tabla Periódica,
determinen el ∆EN de los pares de átomos en los siguientes
enlaces:
a) Ca –S; b) Ba –O; c) C –Br; d) Ca –F y e) H –Br.
Figura 3. Considerando ciertas
excepciones, los valores de la
electronegatividad aumentan
al avanzar desde izquierda a la
derecha en cualquier período
de la Tabla Periódica.
En cualquier grupo, los valores
de la electronegatividad se ven
disminuidos desde arriba hacia
abajo.
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ENLACE QUÍMICO
Química
3. TIPOS DE ENLACE QUÍMICO
Los distintos tipos de enlace químico de acuerdo con
las fuerzas que presentan, son:
Fuerzas intramoleculares
Dentro de una molécula, los átomos se encuentran
unidos a través de fuerzas intramoleculares. Estas
fuerzas establecen las propiedades químicas de las
sustancias.
1. Enlace iónico o electrovalente
A principios del siglo XIX, el químico sueco Jöns J.
Berzelius descubrió que algunas sales disueltas en
agua conducían la electricidad y, sobre este hecho,
imaginó que los átomos tendrían “polos” eléctricos
cargados positiva o negativamente.
Propuso que la fuerza que une a los átomos en un
radical orgánico o una molécula inorgánica era de
naturaleza eléctrica. Luego, el físico alemán Walter
Kossel, propuso el enlace iónico en 1916. El enlace
iónico resulta de la transferencia de uno o más
electrones entre átomos. La pérdida o la ganancia de
los electrones es un proceso de compartición donde
un elemento dona electrones y otro los acepta.
El átomo que accede uno o varios electrones para
quedar con ocho electrones en su capa de valencia
adquiere carga eléctrica positiva y se convierte en un
ión electropositivo o catión.
El átomo que gana uno o varios electrones cedidos
completa el octeto en su capa de valencia y queda
con carga eléctrica negativa y se convierte en un ión
electronegativo o anión. Los iones resultantes, con
cargas opuestas, se atraen el uno al otro (Fig. 4).
Figura 4. El sodio (Na) se convierte en catión (dona un electrón) y el cloro (Cl) se convierte en anión (acepta un electrón).
Esta fuerza de cohesión que los mantiene juntos, permite la formación de un compuesto iónico. Este tipo de
compuestos forman cristales, ya que la atracción de los iones produce un arreglo llamado red cristalina. Este
enlace se establece entre los compuestos que forman los metales (M) con los no metales (NM); por ejemplo, el
cloruro de sodio (NaCl) se forma por el metal sodio (Na) y el no metal cloro (Cl). La transferencia de electrones
de un metal hacia un no metal (Figs. 4 y 5), es a causa de que los metales presentan menos electronegatividad
que los no metales, según se confirmó en los problemas de la Actividad 1.
Na - 1 electrón de valencia
+ 1 electrón de valencia
8 electrones en su capa externa
8 electrones en su capa externa
Na
Cl
+
Na
Cl
_
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8/18/2019 Química III Ciclo
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ENLACE QUÍMICO
Química
Figura 5. Estructura cristalina del cloruro de sodio (NaCl).
Cuando el sodio cede su electrón de valencia, se forma el ión sodio con carga positiva (Na +); el cloro acepta
este electrón y se produce el ión cloro con carga negativa (Cl-). Los dos iones tienen ahora 8 electrones en su
capa externa y se atraen entre sí, pues poseen cargas opuestas. El compuesto que resulta es eléctricamente
neutro, es decir, carece de carga (Fig. 6).
Figura 6. Formación de la molécula de cloruro de sodio (NaCl).
ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 20 minutos)
FORMACIÓN DE COMPUESTOS IÓNICOS
Con esta actividad se pretende que el estudiantado considere otras combinaciones de átomos para la formación de compuestos
iónicos. Forme equipos de tres estudiantes y repártales todos los materiales que utilizarán. Pregúnteles: ¿cómo consideran que los
átomos de sodio y cloro están enlazados para formar la sal común (cloruro de sodio)? ¿La unión entre los átomos de los distintos
elementos, será igual? ¿Cómo estarán los átomos “enganchados” unos a otros?
MaterialesOcho hojas de papel de distinto color. Una pieza de cartón corrugado de 50 x 50 cm.
Regla, tijeras. Una caja de tachuelas o botones de diferentes colores.
Procedimiento
1. Cortar tres círculos de papel que posean 7 cm de diámetro aproximadamente, para cada uno de los siguientes elementos: litio
(Li), azufre (S), magnesio (Mg), oxígeno (O), yodo (I), nitrógeno (N), calcio (Ca). Utilicen un papel de distinto color para uno de
ellos y escribir el símbolo de cada elemento en el círculo que le corresponda.
2. Escoger los átomos de litio y azufre. Poner los círculos uno al lado del otro sobre una pieza de cartón corrugado.
3. Utilizar las tachuelas de un color para el litio y otro color para el azufre. Poner una tachuela por cada electrón de valencia sobre
los círculos, espaciándolas alrededor de los perímetros.
4. Transferir las tachuelas desde los átomos que son metálicos hacia los átomos no metálicos de forma que ambos elementos
logren la configuración de un gas noble.5. Una vez que finalicen, escribirán el símbolo de los iones con sus cargas y explicarán el proceso de enlace surgido.
6. Repetir los pasos del numeral 2 al 5, para las combinaciones restantes de átomos (un metal + un no metal).
Pregúnteles: ¿cómo representaron el enlace iónico que formaron para cada uno de los compuestos? ¿Cuáles son las características
que presenta un enlace iónico? ¿Por qué tuvieron que utilizar más de un átomo, en algunos casos?
Na+
Cl-
: :
..
.
..
.. ::
-
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ENLACE QUÍMICO
Química
Compuestos iónicos Los compuestos iónicos típicos son las sales, que se
forman por la unión de un metal con un no metal,
por ejemplo, el cloruro de sodio (NaCl), el cloruro de
calcio (CaCl2), el bromuro de sodio (NaBr), etc. (Fig.
7). Poseen puntos de fusión y ebullición altos.
Se disuelven en solventes polares.
Fundidos o en solución acuosa son conductores de
la corriente eléctrica.
En solución, son químicamente activos.
Los cristales presentan varias formas geométricas
(cúbica, hexagonal, rómbica).
Forman redes cristalinas y no moléculas.
Figura 7 . El fluoruro de calcio (CaF2) es un compuesto iónico. Es
cristalino a temperatura ambiente, puede disolverse en agua y
se funde a temperatura elevada (1418°C).
2. Enlace covalenteEn 1916, el químico estadounidense Gilbert Lewis
propuso el concepto de enlace covalente. El enlace
covalente resulta de compartir uno o más pares de
electrones entre los átomos de los no metales; los
electrones que forman este enlace no son atraídos
preferentemente por algunos átomos, debido a que
la diferencia de electronegatividades resulta nula o
muy pequeña (átomos con electronegatividades
iguales o similares).
Se distinguen tres tipos de enlace covalente: polar,
no polar y coordinado. Si dos átomos comparten un
par de electrones forman un enlace simple; pero sison dos pares de electrones lo que se comparten;
entonces, se crea un enlace doble. En determinadas
circunstancias suele presentarse un triple, cuádruple
o hasta un quíntuple enlace (Fig. 8).
Figura 8 . a) — es un enlace simple, b) = es un doble enlace y c) es un triple enlace.
a. Enlace covalente no polar, homopolar o puro. Surge cuando dos átomos de un mismo elemento se unen
para formar una molécula, sin carga eléctrica, simétrica y cuya diferencia es cero en electronegatividad. Así,
en la formación de la molécula de flúor (F2), sólo se necesita conocer que cuenta con siete electrones en su
¿La excesiva ingesta de sal (cloruro de sodio, NaCl) en la
dieta diaria podría causar daños a la salud?
La sal (cloruro de sodio, NaCl) es un ejemplo de enlace
iónico: en él se combinan el ión sodio (Na+) y cloro (Cl
-),
perdiendo el primero un electrón que es capturado por el
segundo. En una disolución, este enlace se rompe y los
iones se disocian; ejemplo de esto, se refleja en nuestro
cuerpo durante los procesos metabólicos.
El agua (H2O), un solvente polar, disuelve con facilidad la
sal. Un exceso de sal en nuestro organismo, puede causar
hipertensión y complicaciones cardiovasculares, por lotanto, se debe consumir con moderación.
a)
c)
La compartición de un par de electrones entre átomosenlazados da lugar a un enlace covalente simple.
La compartición de dos pares de electrones entre átomos
enlazados da lugar a un enlace covalente doble.
La compartición de tres pares de electrones entre átomosenlazados da lugar a un enlace covalente triple.
b)
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ENLACE QUÍMICO
Química
capa de valencia y si dos átomos comparten un electrón, poseerán ocho electrones en su última capa; por lo
tanto, se estará cumpliendo la regla del octeto (Fig. 9).
Figura 9. La molécula de flúor (F2) se puede representar con una raya entre los símbolos de los átomos que los forman: F -F.
(Las representaciones de círculos mostradas arriba son para efectos didácticos; no son representaciones reales del átomo).
b. Enlace covalente polar o heteropolar. El enlace covalente polar se origina por la compartición desigual de
los electrones del enlace. En este enlace se observa que el elemento químico más electronegativo atrae alos electrones de la unión, adquiriendo una carga parcial negativa (δ
-) y el de menor electronegatividad,
carga parcial positiva (δ+); debido que no se da una transferencia total de electrones, sino una distribución
parcial de electrones; por ejemplo, la molécula de ácido clorhídrico (HCl) tiene un enlace covalente polar
simple (Fig. 10).
Figura 10. Formación de la molécula de ácido clorhídrico (HCl).
Los elementos covalentes polares, por su desigual compartición del par de electrones, se comportan como
un dipolo. El extremo positivo de la molécula se desplaza hacia el polo negativo, y el extremo negativo, al
polo positivo en un campo eléctrico.
c. Enlace covalente coordinado. Se origina cuando el par de electrones que forma el enlace covalente es
donado por uno solo de los átomos. Este tipo de enlace también se denomina enlace dativo. En la formación
de este compuesto es fundamental que un átomo posea electrones libres y el otro, un orbital vacante. Por
ello, es que se dice que el primer átomo dona un par de electrones o que los dos átomos se coordinan para
completar su octeto. Este enlace se presenta a través de una flecha (→) que parte del átomo que aporta el
par de electrones hacia el que no aporta ninguno.
2 Átomos de flúor Molécula de flúor
+
F
F F F
..
.. ....
.. .. ..
.: : :: :
+
..
... .
Átomo de cloro Átomo de hidrógeno Molécula de ácido clorhídrico
..
..
..
.
δ+
:δ
-
:
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ENLACE QUÍMICO
Química
Un ejemplo de este tipo, es la formación del catión
amonio (NH4+) a partir del amoníaco (NH3) y el ión
hidrógeno (H+) (Fig. 11).
Figura 11. En esta reacción el amoníaco se une con un protón de
H+ para formar el ión amonio, NH4+. El amoniaco aporta un par
de electrones que son compartidos por el ión H+, el cual,
adquiere la configuración estable del gas noble helio (He).
Compuestos covalentes
Presentan en su estructura enlaces covalentes y se
dividen en cristales y sustancias moleculares.
1. Cristales covalentes: En estos se forman redes
tridimensionales (cristales), donde los átomos
(elementos no metálicos) se unen entre sí por
medio de enlaces covalentes; por ejemplo, el
grafito (C), el diamante (C) y el cuarzo (SiO2), etc.
(Fig. 12). Poseen las siguientes características:
Malos conductores de la electricidad y calor.
No son solubles en ningún solvente.
Tienen puntos de fusión bastante altos.
2. Sustancias moleculares: Se caracterizan porque
un número definido de átomos se entrelaza a
través de enlaces covalentes formando de esta
manera moléculas. Entre las sustancias de este
tipo, se encuentran: el amoníaco (NH3), el agua
(H2O), bromo (Br2), hidrógeno (H2), compuestos
orgánicos como el etanol (CH3CH2OH), etc. (Fig.
13). Entre sus propiedades se encuentran:
Son moléculas que pueden encontrarse en los tres
estados físicos de la materia.
Solubilidad variada en diferentes solventes.
Figura 12. Propiedades físicas del diamante y del grafito; con sus
respectivas redes cristalinas.
Tienen puntos de ebullición y fusión variados.
En solución acuosa algunos suelen ser conductores
de la electricidad.
Figura 13. El etanol (CH3CH2OH), es un compuesto covalente
polar. Es líquido a la temperatura ambiente, pero se evapora
rápido en el aire. El etanol hierve a 78 °C y se congela a -114 °C.
¿Por qué el butano es un gas?
La principal aplicación del gas butano (CH3CH2CH2CH3) es
como combustible, que usualmente se encuentra en los
encendedores desechables. Este gas es un compuesto
covalente debido a que sus moléculas no tienen carga
eléctrica, la atracción entre ellas es débil. De hecho, si elbutano no estuviera a presión adentro del encendedor,
de inmediato se evaporaría.
+
+
35
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ENLACE QUÍMICO
Química
d. Enlace metálico
Para explicar el enlace metálico se ha elaborado un
modelo, llamado modelo de la nube o del mar de
electrones. Los átomos de los metales poseen pocos
electrones en su última capa; por lo general, uno,
dos o tres. Estos átomos pierden fácilmente esos
electrones (de valencia) y se transforman en iones
positivos; por ejemplo, en iones cobre (Cu2+), iones
magnesio (Mg2+), iones sodio (Na+), etc.
Los iones positivos que resultan, se ordenan en el
espacio, formando la red metálica. Los electrones de
valencia desprendidos de los átomos constituyen
una nube de electrones que se mueve a través de
toda la red (el desprendimiento es debido a la baja
electronegatividad que tienen los metales). De tal
modo, que todo el conjunto de los iones positivos
del metal queda en la nube con carga negativa que
los rodea (Fig. 14).
Figura 14. En el enlace metálico los electrones (e-) se mueven
entre los átomos con facilidad.
Compuestos metálicos
Entre los compuestos metálicos se hallan: la plata
(Ag), el oro (Au), el cobre (Cu), etc. (Fig. 15).
Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, a
excepción del mercurio y sus puntos de fusión y
ebullición varían notablemente.
Son conductores de la electricidad y el calor.
ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 30 minutos)
¿ES UN COMPUESTO COVALENTE O UN COMPUESTO IÓNICO?
Con esta actividad se pretende que el estudiante, identifique mediante la conductividad eléctrica, si una sustancia es un
compuesto covalente o iónico. Forme grupos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que utilizarán. Pregúnteles:¿de qué manera podrían determinar que un compuesto es covalente o iónico? ¿Qué propiedades las diferencian?
Materiales
4 recipientes pequeños de vidrio. 1 batería de 9 voltios con terminales de pinza.
1 bombilla de 15 Voltios. 1 rosca o porta bombilla.
1 cucharada de cloruro de sodio (NaCl) . 1 cucharada de azúcar.
15 mL de alcohol etílico (etanol 90°). 15 mL de agua corriente.
2 segmentos de alambre de cobre aislado, con terminales de caimán.
Procedimiento
1. Construir un circuito eléctrico y probarlo haciéndole pasar corriente eléctrica al unir los extremos de los alambres, notando si la
bombilla se enciende.
2. Enumerar los frascos del 1 al 4. En el primer frasco adicionar agua; en el segundo, solución de sal en agua; en el tercero,
solución de azúcar en agua y en el último frasco, alcohol y agua.
3. Introducir las terminales de los cables, en el recipiente que posee agua, cuidando que las puntas no se toquen.
4. Observar si enciende o no la bombilla y seguir realizando el mismo procedimiento para las demás soluciones.
Pregúnteles: ¿qué sustancia hizo que encendiera o no el bombillo? ¿Qué sustancias presentan enlace iónico? ¿Qué sustancias
presentan enlace covalente? ¿Por qué?
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ENLACE QUÍMICO
Química
Son dúctiles y maleables (enorme movilidad de los
electrones de valencia que los cationes metálicos
puedan moverse entre sí para lograr producir una
rotura).
Poseen brillo metálico.
Figura 15. Hojas de oro (Au). Los metales son maleables debido a
la disposición de sus átomos en el enlace metálico.
Moléculas
Una molécula es el grupo de dos o más átomos, sin
carga, unidos entre sí mediante enlaces covalentes.
Una molécula cuyos átomos se mantienen unidos
por medio de enlaces covalentes, es designado como
compuesto covalente.
En ciertas ocasiones, los químicos se refieren a un
compuesto covalente como compuesto molecular ;
debido a que son términos que significan lo mismo.
La molécula más simple que existe es el hidrógeno
(H2). Dos átomos de hidrógeno comparten un par de
electrones en un enlace covalente no polar, tal como
se muestra en esta estructura: H H.
Fuerzas intermoleculares
Consideremos las fuerzas de atracción que actúan
entre moléculas, iones y entre ambos. Las fuerzasintermoleculares estipulan si una sustancia existirá
de manera gaseosa, líquida o sólida a determinada
presión y temperatura, y si se disolverán unas con
otras (Lección 8).
1. Fuerzas de Van der Waals
Las fuerzas de Van der Waals es la fuerza atractiva
entre moléculas distintas o entre las partes de una
misma molécula. Son fuerzas de atracción débiles
que se establecen entre moléculas eléctricamente
neutras (polares y no polares).
Las fuerzas de Van der Waals se denominan así en
honor al científico neerlandés Johannes Diderik Van
der Waals, y se clasifican en varios tipos de fuerzas,
pero en esta lección se abordarán sólo las siguientes:
fuerzas dipolo-dipolo, fuerzas ión-dipolo y las fuerzas
de dispersión de London.
ACTIVIDAD 4. (Tiempo: 20 minutos)
MODELANDO MOLÉCULAS
Con esta actividad cada estudiante desarrollará la habilidad para construir e interpretar modelos moleculares, ya que es importante
la adquisición de experiencia práctica con modelos espaciales. Forme equipos de cuatro estudiantes y repártales todos los
materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿han visto modelos a pequeña escala de estructuras como edificios o puentes? ¿Pueden
crearse modelos de objetos tan pequeños que no se pueden ver, como átomos y moléculas? ¿Puede ayudarnos la estructura de
Lewis a representar los modelos moleculares?
Materiales: Un paquete de dulces de goma de varios colores y un paquete de palillos para dientes.
Procedimiento
1. Dibujar la estructura de puntos de Lewis de las moléculas siguientes: H2O (agua), H2 (hidrógeno) y NH3 (amoníaco).
2. Elaborar el modelo de cada una de las moléculas (en el caso del NH3, como son 3 orbitales p los que participan en los enlaces, la
forma de la molécula es un trípode, correspondiente a la orientación de los orbitales).
Pregúnteles: Escoge uno de los modelos que te fueron asignados ¿cuántos pares de electrones no compartidos tiene? ¿Cuántos
pares de enlace hay? ¿Qué tipo de enlace químico representa?
:
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ENLACE QUÍMICO
Química
a. Enlace ión-dipolo
En el enlace ión-dipolo los iones de una sustancia
pueden interactuar con los polos de las moléculas
covalentes polares: la parte negativa de esta atrae al
ión positivo (catión) y la parte positiva, atrae al ión
negativo (anión); es decir, que las partes de cada
molécula se unen a través de las fuerzas de atracción
de cargas opuestas.
Las fuerzas ión -dipolo son fundamentales para las
disoluciones de las sustancias iónicas en líquidos; por
ejemplo, en una solución acuosa de cloruro de sodio
(NaCl), los iones sodio (Na+) y cloro (Cl-) se rodean de
las moléculas de agua que actúan como un aislante
eléctrico, ya que mantienen a los iones separados
(Fig. 16).
Figura 16. Los iones sodio (Na+), en café; e iones cloro (Cl-), en
amarillo; se rodean de las moléculas polares agua (H 2O).
b. Enlace dipolo-dipolo
Las interacciones dipolo-dipolo existen entre las
moléculas covalentes polares debido a la atracción
de la zona cargada positivamente de una molécula y
la negativa de otra (Fig. 17), lo que provoca que las
moléculas se orienten unas respecto a otras.
Figura 17 . Las moléculas polares se atraen entre sí debido a la
interacción de las cargas parciales de sus dipolos eléctricos.
c. Fuerzas de dispersión de London
Las fuerzas de dispersión de London son fuerzas
débiles que suelen aumentar con el tamaño de las
moléculas. Este tipo de fuerzas fueron nombradas
así en honor al físico germano -americano Fritz
London; también, son conocidas como fuerzas de
London o fuerzas de dispersión. Estas son el único
tipo de fuerzas intermoleculares que se presentan
en sustancias simétricas como: CO2, N2, Br2 y I2, y en
especies monoatómicas de gases nobles.
d. Enlace por puente de hidrógeno
Este es el enlace intermolecular más fuerte que los
demás enlaces de este tipo (ión-dipolo, dipolo-dipolo
y fuerzas de dispersión de London), aunque, es más
débil en comparación de los enlaces covalentes y los
enlaces iónicos.
El enlace de puente de hidrógeno es una atracción
que se realiza entre un átomo de hidrógeno (carga
positiva) con un átomo muy electronegativo: flúor
(F), oxígeno (O), nitrógeno (N), que posee un par de
electrones libres. Este par de electrones libres atraen
al hidrógeno parcialmente positivo de otra molécula,
formándose una atracción que une a las moléculas.
Por ejemplo, el agua (H2O) es una de las sustancias
que presenta este enlace (Fig. 18).
Figura 18. En el agua, la parte positiva (hidrógeno) es atraída
hacia la parte negativa de otra molécula (oxígeno), así como con
el par de electrones libres del oxígeno de otra molécula. Cada
molécula de agua se rodea de cuatro moléculas más.
Este tipo de enlace que se forma muy débil, pero a
pesar de esto, el agua al tener sus moléculas unidas,
tienen un punto de fusión y ebullición más altas que
NaCl
Puente de
hidrógeno
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ENLACE QUÍMICO
Química
aquellas sustancias con peso molecular mayor y que
no forman puentes de hidrógeno.
RESUMEN
ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… SALUD
El monóxido de carbono (CO) es un gas que no plantea una amenaza directa a la vegetación o animales; sin embargo, afecta a losseres humanos. Este gas tiene la capacidad de unirse fuertemente a la hemoglobina, la cual, es una proteína rica en hierro (Fe)
(este le da el color rojo característico a la sangre) que les permite a los glóbulos rojos transportar el oxígeno de los pulmones al
resto del cuerpo.
En los pulmones, una molécula de hemoglobina recoge una molécula de oxígeno (O 2), que reacciona con el átomo de hierro que
tiene la hemoglobina para formar una especie denominada oxihemoglobina. Cuando la sangre circula, la molécula de O 2 se libera
en los tejidos según se requiere para el metabolismo celular; es decir, para los procesos que se llevan a cabo en la célula.
Al igual forma que el O2, el CO también se enlaza con mucha fuerza al hierro de la hemoglobina. La especie que resulta se llama
carboxihemoglobina. El problema radica en que la afinidad de la hemoglobina con el CO es 210 veces mayor que la del O2. En
consecuencia una cantidad relativamente pequeña de CO puede inactivar una fracción considerable de hemoglobina de la sangre
para el transporte de oxígeno. Debido a que el CO es un gas incoloro e inodoro, el envenenamiento con CO ocurre con pocasseñales de advertencia. Los dispositivos de combustión mal ventilados, como las lámparas y las estufas de queroseno, plantean una
amenaza potencial para la salud.
Realice las siguientes preguntas a sus estudiantes para que las investiguen:
¿Qué tipo de enlace químico se genera entre el monóxido de carbono (CO) y el hierro de la hemoglobina?
Explica ¿por qué esta unión causa severos daños al organismo?
Explica con tus palabras la siguiente oración, en el contexto de la lectura: …una pequeña cantidad de CO inactiva una fracción
considerable de hemoglobina…
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ENLACE QUÍMICO
Química
Electronegatividad: Es una propiedad química que
mide la capacidad de un átomo para atraer hacia él
los electrones o densidad electrónica.
Enlace covalente: Enlace químico que se produce
por la compartición de los electrones de valencia, y
no por trasferencia.
Enlace iónico: Enlace químico que se caracteriza por
una transferencia de uno o más electrones de un
tipo de un elemento, a otro más electronegativo.
Enlace metálico: Enlace químico que se produce al
compartirse electrones de valencia con movilidad
libre en una estructura cristalina estable.
Enlace químico: Es un intensa fuerza de atracción
que mantiene a los átomos juntos en un molécula o
cristal. Existen varios tipos de enlace químico: el
enlace iónico, enlace covalente, enlace metálico.
Molécula: Es una partícula que se forma por dos o
más átomos. Los átomos que forman las moléculas
pueden ser iguales (por ejemplo, una molécula de
oxígeno, O2, que posee dos átomos de oxígeno) o
distintos (por ejemplo, la molécula del agua, H2O),
que cuenta con dos átomos de hidrógeno y uno de
oxígeno).
Regla del octeto: Establece que los átomos de los
elementos se enlazan uno a otros en el intento de
completar su capa de valencia con ocho electrones y
lograr la estabilidad del elemento.
Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte:
1. Ayala, P. (s.f.) Enlace puente de Hidrógeno. Química -on line. Universidad de Sonora. Extraído en junio de
2011 desde http://goo.gl/KGv6j
2. Chang, R., College, W. (2003) Química. Séptima Edición. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores,
S.A. de C.V.
3. Espinoza, K., Martínez, M., Osuna, M. E., Peñuelas, A., Romo, L. A. (2002) Cuaderno de Experimentos de
Química para el Salón de Clases. Nivel Bachillerato. Centro de Ciencias de Sinaloa. Extraído en junio de 2011
desde Hernández. V. (2002) El enlace químico. Zona Clic. Actividades. CRA Vía de la Plata. Extraído en junio
de 2011 desde http://goo.gl/v0ii7
4. ITE. Instituto de Tecnologías Educativas (s.f.) Enlaces entre átomos. Extraído en junio de 2011 desde
http://goo.gl/R9Zwu
5. Mendoza, M. (2004) Poesía química. Instituto Politécnico Nacional. México. Extraído en junio de 2011 desde
http://goo.gl/TudVE
6. Phillips, J., Strozak, V., Williams, C. (2004) Química. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores, S.A. de
C.V.
7. Salud.com (2010) Uso del flúor. Salud. Extraído en junio de 2011 desde http://goo.gl/iqEPo
8. Universidad de Huelva (s.f.) Teoría de Lewis y Método de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia. Extraído en junio de 2011 desde http://goo.gl/bBezh
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ENLACE QUÍMICO
Química
ACTIVIDAD EVALUADORA
1. Completa las siguientes afirmaciones con las palabras que correspondan:
El enlace iónico se produce cuando un átomo electrones a otros átomos.
Un átomo cede y otro los acepta; así, los dos pueden su última capa deelectrones.
El átomo que ha cedido electrones adquiere carga , porque ahora posee más protones que
electrones; mientras que, el que los ha aceptado adquiere carga , porque ahora posee más
electrones que protones.
El ión positivo y negativo, como tienen cargas eléctricas de distinto signo se y se unen.
2. Relaciona qué tipo de enlace químico se produce entre los dos átomos que se presentan:
3. Dadas las siguientes sustancias, responde las preguntas que se te presentan:
CCl4 HBr CaCl2 CH4 H2O NaCl O2
a. Representa la estructura de Lewis para cada una de las sustancias.
b. Indica el enlace químico que presentan los átomos que la forman.c. ¿Qué tipo de fuerzas intervienen para la formación de los enlaces?
4. ¿Qué tipo de enlace se establece en la molécula de agua, entre el oxígeno y el hidrógeno?
a. Covalente b. Iónico c. Compuesto iónico d. Molécula covalente
5. Cuando existe una carga parcial en una molécula, se dice que es:
a. Un ión b. Un dipolo c. Un compuesto iónico d. Una molécula covalente
6. Debido al hecho que los compuestos iónicos tienen grandes fuerzas intermoleculares, son a
temperatura ambiente:a. Gases b. Enlazados covalentemente c. Líquidos d. Sólidos
7. Mencione el tipo de enlace químico entre los átomos señalados en la siguiente molécula:
C
C
C
OH
H
H
H H
O-Na
+
Na Cl O O
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CONTENIDOS
1. Peso atómico.
2. El mol.
3. Fórmulas químicas.
4. Peso fórmula, peso molecular y moles.
INDICADORES DE LOGRO
1. Aplica de manera correcta los datos de isótopos para la
determinación del peso atómico de los elementos.
2. Comprende el concepto de mol y lo utiliza para realizarcálculos químicos.
3. Reconoce los elementos que componen una formulas
química y la cantidad de átomos de cada uno de ellos.
4. Realiza conversiones de masa, moles y fórmulas.
¿POR QUÉ ES IMPORTANTE?
La cuantificación de elementos y compue
químicos es de vital importancia en nuestra
cotidiana. Por ejemplo, una persona hiperte
necesita conocer la cantidad de sodio prese
en un alimento; de la misma manera que
persona con problemas cardíacos requier
control de su ingesta de colesterol.
DESCRIPCIÓN
En esta lección se instruye cómo determ
los pesos atómicos de los elementos y la m
molar de los compuestos. Además, se est
cómo realizar cálculos químicos utilizando
información.
Lección 4. CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS
PALABRAS CLAVE
Peso atómico, mol, número de Avogadro, masa molar, fórmula
química, peso fórmula, peso molecular.
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CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Química
1.
PESO ATÓMICO
l observar la Tabla Periódica puede notar que las masas atómicas de los elementos, se presentan como
números fraccionales y no como números enteros. Esto nos hace preguntarnos ¿cómo se obtuvieron las
masas de los elementos que aparecen en la Tabla Periódica?
La masa de un átomo depende de la cantidad de protones y neutrones que contiene; los elementos químicos
se presentan en la naturaleza como mezclas de isótopos (Lección 1), por lo que su peso dependerá de las
masas de átomos de los isótopos que lo conformen.
Masa atómica promedio
Las masas atómicas de los elementos que se presentan en la Tabla Periódica son una masa promedio de cada
uno de los isótopos que los componen (cuya presencia se conoce como abundancia isotópica natural). Para
determinar la masa promedio se utiliza la siguiente ecuación:
( )
(E.1)
Dónde: es la masa atómica del elemento; la masa atómica de cada isótopo y es el porcentaje de cada
isótopo en la mezcla. Este valor se expresa en uma.
A
¿Qué es una uma?
Aunque los científicos del siglo XIX nada sabían de las partículas subatómicas, eran conscientes que los átomos de
diferentes elementos tienen diferentes masas. No obstante, estas masas atómicas son extremadamente pequeñas. Por
ejemplo, la masa del átomo más pesado que se conoce es del orden de 4 10 − . Dado que sería complicado tener que
expresar continuamente masas tan pequeñas en gramos, se usa una unidad llamada unidad de masa atómica (uma ). Una uma
es igual a 1.660 54 10− . Un protón tiene una masa de 1.0073 uma, un neutrón, de 1.0087 , y un electrón, de
5.486 10−
. Necesitaríamos 1836 electrones para igualar la masa de un protón, así que el núcleo contiene casi todala masa del átomo.
Hoy en día, podemos medir las masas de átomos individuales con un alto grado de exactitud. Por ejemplo, se sabe que el
átomo de 1H tiene una masa de 1.6735 10− que corresponden a 1.0078 .
¡Feliz Día del Mol!
Anualmente, el 23 de octubre de 6:02 de la mañana a 6:02 de la tarde, se celebra el Día del Mol,que conmemora el Número de Avogadro, unidad de medida básica en Química.
El Día del Mol fue creado como una forma de fomentar el interés en la Química. Las escuelas de
diferentes partes del mundo celebran el día del mol con diversas actividades relacionadas con laquímica o moles.
En general, un mol de cualquier sustancia contiene el NA de moléculas o átomos de esa sustancia.
Esta relación fue descubierta por el científico italiano Amadeo Avogadro, conocido por su hipótesisllamada en la actualidad Ley de Avogadro: el volumen de un gas mantenido a temperatura y presiónconstantes es directamente proporcional al número de moles del gas .
Recibió crédito por sus trabajos después de su muerte.
Amadeo Avogadro(1776-1856).
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CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Química
La masa atómica promedio de cada elemento también se denomina peso atómico. A pesar que el término
masa atómica promedio es más correcto, y a menudo se usa el término más sencillo de masa atómica, el uso
del término peso atómico es lo más común. Estos son los valores que se dan en la Tabla Periódica de los
elementos como masa o peso atómico en la parte superior derecha de cada elemento.
2. EL MOL
La unidad para cantidad de sustancia del SI es el mol , que está definido como la cantidad de sustancia que
contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay en 12 g de 12C.
Esta definición puede sentirse rara o complicada por el momento, ya que aún nos preguntamos: ¿cuántos
átomos hay en 12 g de12
C? Para determinar esta cantidad, muchos experimentos se realizaron, llegando a
obtener el valor de:
1 6.0221 367 10 (E.2)
Este número, utilizado para fines prácticos como 6.022 10, se llama Número de Avogadro (NA) en honor al
científico italiano Amadeo Avogadro (1776 -1858). Así, al igual que una docena de naranjas se refiere a 12
naranjas; un mol de átomos de un elemento puro cualquiera, contiene 6.022 10 átomos de ese elemento.
La misma relación aplica si nos referimos a moléculas de una sustancia, iones o partículas.
(15.994 915 99.575) (16.999 132 0.038) (17.999 160 0.205)
100
15.975 36
PROBLEMA 1.
Presente a sus estudiantes el siguiente problema: El oxígeno natural se compone de un 99.757 % de 16O con
una masa de 15.994 915, 0.038 % de 17O con masa de 16.999 132 y 0.205 % de 18O que posee una masa de
17.999 160. Calcule la masa atómica promedio del oxígeno (AO).
1. Realice en la pizarra un cuadro como el siguiente, el cual los estudiantes le ayudarán a completar para
que identifiquen los datos del problema.
Isótopo (uma) (%)
16
O 15.994 915 99.75717
O 16.999 132 0.03818
O 17.999 160 0.205
2. Luego efectuar el cálculo utilizando E.1, así:
Pregúnteles: ¿por qué la masa atómica promedio del oxígeno (AO ) es cercana a la masa del16
O y no a la delos otros dos isótopos?
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CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Química
Masa molar (MM)
Retomando el ejemplo de la docena, una docena es
siempre es el número 12, sea que hablemos de una
docena de huevos o de una docena de elefantes. No
obstante, es obvio que una docena de huevos no
tiene la misma masa que una docena de elefantes.
De manera análoga, un mol siempre es el mismo
número (6.022 10), en cambio, un mol de una
sustancia y un mol de otra sustancia distinta tienen
diferente masa (Fig. 1).
Figura 1. Dos muestras de diferentes sustancias: A. que poseen
la misma masa y B. contienen el mismo número de átomos.
La masa de un mol de átomos de un elemento puro
es numéricamente igual al peso atómico de dicho
elemento, a esta igualdad se le llama masa molar de
ese elemento y sus unidades son gramos/mol (g/mol
o g mol-). Por ejemplo, un átomo de neón tiene una
masa atómica de 20, por lo tanto, un mol de neón
pesa 20 gramos. Esta relación o factor (R.2), puede
denotarse de la siguiente manera:
()
(E.3)
Como muestra la Tabla 1, el concepto de mol usado
con átomos resulta de mucha ayuda, pues permite
comparar las masas de igual número de moles de
diferentes elementos.
Tabla 1. Masa de un mol de átomos de algunos elementos
comunes
Elemento Masa de muestra Contiene
Carbono 12.011 g C6.022 x 1023 átomos
ó 1 mol de átomos C
Oro 196.966 g Au6.022 x 1023 átomosó 1 mol de átomosAu
Hidrógeno 1.008 g H6.022 x 1023 átomoso 1 mol de átomos H
Azufre 32.060 g S6.022 x 1023 átomoso 1 mol de átomos
PROBLEMA 2.
Presente estas interrogantes a sus estudiantes:
¿cuántas naranjas hay en una docena? ¿Cuántos
zapatos contienen un par? ¿Cuántos átomos de
helio contienen un mol de átomos de helio en unglobo? ¿Cuántas moléculas de agua contienen un
mol de moléculas de agua? ¿Cuántos iones Na+
contiene un mol de NaCl?
1. Realice en la pizarra una tabla como el que se
muestre, el cual sus estudiantes le ayudarán a
completar para que visualicen la analogía con
el par de zapatos.
Factor para zapatos Factor para unidadeselementales
6.022 10
1
6.022 10
1
6.022 10 +
1 +
2. Indique qué factores figuran una igualdad y se
leen: “un par de zapatos es igual o equivale ados zapatos”, “1 mol de átomos de helio es
igual a 6.022 10 átomos de helio” y así
sucesivamente.
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CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Química
De esta manera, la MM del carbono es de 12.011 g
por cada mol de carbono (g/mol); la del oro 196.966
g/mol, etc.
NOTA: A partir de este temática se utilizarán como
unidades de medida, por convención, los gramos y
las uma se limitarán a los pesos atómicos.
3. FÓRMULAS QUÍMICAS
La fórmula química de una sustancia presenta su
composición química. Esta representa los elementos
presentes y la cantidad de átomos de cada uno de
ellos en la sustancia (Lección 6). En el caso de un solo
átomo, la fórmula química es la misma que la del
símbolo del elemento.
Así, Na simboliza un solo átomo del elemento sodio.
Por otro lado, los compuestos poseen dos o más
elementos combinados químicamente. Por ejemplo,
el ácido muriático utilizado para limpiar las piscinas
posee la fórmula química HCl, y está compuesta por
un átomo del elemento hidrógeno (H) y un átomo
del elemento cloro (Cl). Por el contrario, el vinagre
(CH3COOH), representa en su fórmula química tres
elementos diferentes y, de cada uno de ellos posee 2
átomos de carbono (C), 4 átomos de hidrógeno (H) y
2 átomos de oxígeno (O).
Otro ejemplo un poco más complicado es el Mg(OH)2
llamado sulfato de magnesio que posee 3 tipos de
elementos y contiene de cada uno de ellos un átomo
de magnesio (Mg), 2 átomos de oxígeno (O) y dos
átomos de hidrógeno (H). Note que el subíndice que
está fuera del paréntesis se multiplicó por el número
de átomos dentro del paréntesis para así obtener la
cantidad de cada uno de ellos.
4. PESO FÓRMULA, PESO MOLECULAR Y MOLES
El peso fórmula (PF), de una sustancia es la suma de
los pesos atómicos de los elementos en la fórmula;
considerando el número de veces que el elemento
aparece o el subíndice que posee. Para determinarlo
puede seguir los siguientes pasos:
1.
Identifique cada uno de los elementos químicos
que conforman la fórmula.
2. Cuente cuántos átomos hay de cada elemento.
3. Busque en la Tabla Periódica el A de cada uno de
los elementos que ya identificó.
4.
Aplique la siguiente ecuación :
( ) (E.4)
Dónde: es el número de átomos del elemento y
es el peso atómico de cada elemento.
2.451 mol de tomos Fe 6.022 x10 tomos Fe
1 mol de tomos Fe
1.476 10 tomos Fe
136.90 g Fe 1 mol de tomos Fe
55.85 g Fe
2.45 moles de tomos Fe
PROBLEMA 3
Resuelva con la participación del estudiantado los
siguientes ejercicios:
Cálculo de números de átomos
¿Cuántos átomos tienen 2.451 moles de hierro?
(Utilice E.2).
Manifieste a sus estudiantes que la cantidad que
acaban de obtener es grandísima, es decir, que al
ser más de 2 moles de hierro el total de átomos
contenidos en ellos será un número mayor al NA.
Moles de átomos
¿Cuántos moles de átomos contiene 136.9 g de
hierro metálico?, (busque la masa atómica del Fe
en la Tabla Periódica y utilice E.3)
Indique al estudiantado que el resultado es mayor
a un mol, pues la masa de la muestra de Fe es más
del doble de lo que tiene un mol de átomos Fe.
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CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Química
El término “peso fórmula” se utiliza para sustancias
iónicas o moleculares (Lección 5). Pero cuando las
sustancias moleculares son covalentes, este término
se sustituye por peso molecular (PM).
Ejemplos de cómo obtener el PF o PM, según sea el
caso; usando los pasos recién descritos, se realizan
en la siguiente actividad.
La cantidad de sustancia expresada en unidades de masa (PF o PM) contiene 6.022 10 unidades fórmula
(entidades elementales) o un mol de sustancia. A esto también se le llama masa molar de la sustancia y, al igual
que la MM de los elementos, sus unidades son g/ mol. Esta relación o factor (R.3) se puede expresar de la
siguiente manera:
()
(E.5)
Retomando como ejemplo los cálculos que realizó en la actividad 4, la MM de cal sería 56.079 g por cada mol
de sustancia (g/mol); la del bicarbonato 84.005 g/mol; la del nitrato de calcio 164.088 g/mol y la del azúcar
342.297 g/mol.
PROBLEMA 4.
Indique al grupo de estudiantes que obtengan el PF de la cal (CaO), del bicarbonato de sodio (NaHCO 3), el
nitrato de calcio (Ca(NO3)2) y el azúcar (C12H22O11), utilizando los pasos anteriores.
1. Sugiera realizar un cuadro, como el mostrado a continuación, para cada sustancia, para utilizar E.2:
Cal (CaO) ni x Ai = Masa de cada
elemento
Ca x 1 = 1 40.080 40.080 g
O x 1 = 1 15.999 15.999 gPF = 56.079 g
Bicarbonato de sodio (NaHCO3 ) ni x Ai = Masa de cada
elemento
Na x 1 = 1 22.989 22.989 g
H x 1 = 1 1.008 1.008 gC x 1 = 1 12.011 12.011 gO x 3 = 3 15.999 47.997 g
PF = 84.005 g
Nitrato de calcio (Ca(NO3 )2 ) ni x Ai = Masa de cada
elemento
Ca x 1 = 1 40.080 40.080 gN x 2 = 2 14.007 28.014 g
O x 6 = 6 15.999 95.994 gPF = 164.088 g
Azúcar (C 12H22O11 ) ni x Ai = Masa de cada
elemento
C x 12 = 12 12.011 144.132 gH x 22 = 22 1.008 22.176 g
PM = 342.297 g
2. Verifique que todo el estudiantado realice el cálculo de manera correcta.
47
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CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Química
¿Qué es un espectrómetro de masas?El instrumento usado para determinar de una forma más directa yexacta los pesos atómicos y moleculares se llama espectrómetro
de masas (Figura de abajo). Una muestra gaseosa se introduce yse bombardea con una corriente de electrones de alta energía(haz de electrones) en 3. Los choques entre los electrones y los
átomos o moléculas del gas producen iones positivos, en sumayor parte con carga 1+. Estos iones se aceleran hacia una rejillaque tiene carga negativa.
Una vez que pasan por la rejilla, los iones tropiezan con dosranuras que sólo permiten el paso de un haz de iones muyangosto. A continuación, este haz pasa entre los polos de unimán, que desvía los iones de modo que sigan una trayectoriacurva, como cuando un campo magnético desvía electrones.
En el caso de iones con la misma carga, la magnitud de ladesviación depende de la masa: cuanto mayor es la masa delion, menor es la desviación.
Así, los iones se separan según su masa. Dicho de otra manera,a velocidad constante y a fuerza magnética constante, las
partículas más pesadas (con mayor número de neutrones) sedesvían menos que las más ligeras, aun cuando pertenezcan aun mismo elemento. De esta forma se pueden detectar variosisótopos. Si se varía continuamente la intensidad del campomagnético o del voltaje de aceleración en la rejilla de carganegativa, se puede hacer que los iones de diferentes masasingresen en el detector que se encuentra en el extremo delinstrumento.
10.0 10 (64.064 )
(6.022 10 ) 1.064 10−
PROBLEMA 5.
Resuelva, solicitando la ayuda del estudiantado, los siguientes ejercicios:
Masa de moléculas
¿Cuál es la masa en gramos de 10.0 millones (10.0 10 ) de moléculas de SO2, que es uno de los gases
desprendidos por los volcanes? El PM del SO2 es 64.064 g.
Moles
¿Cuántos a. moles de N2, b. moléculas de N2, y c. átomos de N hay contenidos en 40.0 g de gas nitrógeno
(N2)? La MM del N2 es 28.014 g/mol.
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CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Química
40.0 (1 )
(28.014 ) 1.428
40.0 (6.022 10 )
(28.014 ) 8.598 10
40.0 (6.022 10 )
(28.014 )
(2 )
(1 ) 1.719 10
8.598 10 (2 )
(1 ) 1.719 10
36.9 () (1 ())
(342.13 () )
(6.022 10 ())
(1 ())
(3 )
(1 ())
1.948 10
Para la resolución de c puede seguir dos caminos:
1. Partiendo del dato que le proporciona el ejercicio 40 g de N2 y utilizando dos factores de conversión.
2. Partiendo del dato generado en el literal b y realizando un solo factor de conversión.
Número de átomos
Calcule el número de átomos de S en una muestra de 36.9 g de Al2(SO4)3. El PF del Al2(SO4)3 es 342.13 g.
¿Qué es un Dalton?
Las macromoléculas son moléculas que presentan un peso molecular elevado y están constituidas por la repetición de algún tipo de
subunidad estructural. En honor al científico inglés John Dalton (Lección 1), actualmente se utiliza la unidad Dalton (Da) como
sinónimo de uma para cuantificarlas debido a que, según las normas ISO 80000-1 del SI, las uma no admiten prefijos multiplicativos
como el kilo. Así, no es posible utilizar k uma pero sí kDa.
Todas las moléculas que presentan un peso molecular superior a los 5 kDa son consideradas macromoléculas. Por ejemplo, el
colágeno (Figura de abajo) es una proteína estructural que se encuentra en el tejido conectivo de músculos, huesos, piel, cabello,
uñas, etc.; y está formada por decenas de aminoácidos que le confieren un peso molecular igual o superior a 300kDa, es decir,
300,000 Da.
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CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS
Química
RESUMEN
Fórmula química: Representación abreviada de unasustancia y que expresa su composición al escribir
los símbolos de los átomos de los elementos que la
constituyen.
Masa molar: Es la masa de un mol de sustancia que,
expresada en gramos, coincide numéricamente con
el valor de la masa molecular (peso molecular). Este
se expresa en g/mol.
Mol: Cantidad de sustancia que posee 6.022 10 entidades elementales de dicha sustancia.
Número de Avogadro: Son 6.022 10 entidades
elementales.
Peso atómico: Es el peso promedio de las masas delos isótopos que constituyen a un elemento químico;
masa atómica promedio de un elemento.
Peso fórmula: Masa, en unidades de masa atómica,
de la unidad fórmula de una sustancia. Este valor es
numéricamente igual a la masa molar. Se obtiene de
la sumatoria de los pesos atómicos de los átomos
especificados en la fórmula química.
Peso molecular: Masa, en unidades de masa atómicacorrespondiente a una molécula (entidad elemental)
del compuesto Se calcula a partir de la fórmula
química sumando las masas de todos los átomos que
aparecen en ella. Es numéricamente igual a la masa
molar de una molécula.
Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte:
1.
Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Burdge, J. R. (2004). Química. La ciencia central . México: PEARSON
EDUCACIÓN.
2.
Chang, R., Collegue, W. (2003) Química. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores, S.A. de C.V.
3. Goldberg, D. (1994) Fundamentals of Chemistry . Estados Unidos: Wm. C. Brown Publishers.
4.
National MoleDay (s.f.) Foundation, Inc. Consultado en junio 2011 desde http://goo.gl/JCGSW
5.
Whitten, K., Davis, R. E., Peck, M.L., Stanley, G. (2008) Chemistry. CENGAGE Learning.
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CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS
Química
1.
Calcula la del potasio y del cobre utilizando los
datos de las siguientes tablas:
Isótopo (uma) (%)39K 38.963707 93.258140
K 39.963999 0.011741K 40.961826 6.7302
Isótopo (uma) (%)63
Cu 62.929601 69.1765Cu 64.927794 30.83
2. Contesta correctamente las siguientes preguntas
y explique su respuesta.a.
¿Qué pesa más: una docena de nances o una
docena de sandias? ¿Cuál docena posee más
fruta?
b.
¿Qué pesa más: un mol de uranio o un mol de
helio? ¿Cuál elemento contiene más átomos?
3. Calcula:
a.
¿Cuántos átomos de magnesio contienen 5.00
g de magnesio (Mg)?
b.
¿Cuál es la masa de 3.01 10 átomos desodio (Na)?
4.
Determina la masa molar de los compuestos que
se listan:
a. KOH
b. Cu3(PO4)2
5.
Identifica qué elementos componen el siguiente
compuesto y señala cuántos átomos de cada uno
posee a partir de su fórmula química:
Co[(NH3)4(H2O)Cl]Cl2.
6.
Estima:
a.
¿Cuántas moléculas de cloruro de hidrógeno
(HCl) hay en 25.0 g de muestra?b.
¿Cuántos moles de HCl hay en la cantidad de
moléculas que acaba de obtener?
7. Dos moles de trióxido de azufre (SO3):
a. ¿Cuántas moléculas contienen de trióxido de
azufre?
b.
¿Cuántos átomos de azufre?
c.
¿Cuántos átomos de oxígeno?
8.
Busca el total de partículas (átomos o moléculas)en las siguientes muestras en diferentes tipos de
bibliografía:
a.
0.005 g de zinc (Zn).
b. 1 1 0− de óxido de plomo IV (PbO2).
c.
0.03 mol de sulfato de cobre II (CuSO4).
9.
Selecciona la respuesta correcta para la siguiente
pregunta: ¿Qué significa que la masa molecular
del H2O es 18.015 g/mol?
a.
Que 18 moléculas de agua tienen una masade 1 g.
b.
Que una molécula de agua tiene una masa de
18.015 g.
c.
Que una molécula de agua es 18 veces más
pesada que la unidad de masa atómica.
d.
Ninguna de las anteriores.
10.
Indica cuántos moles de H2O hay en:
a.
3.42 g de H2O
b.
1.82 x 1023 moléculas de H2O
ACTIVIDAD EVALUADORA
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CONTENIDOS
1. Historia de la Tabla Periódica.
2. Organización de la Tabla Periódica.
3. Carga nuclear efectiva.
4. Propiedades periódicas.
INDICADORES DE LOGRO1. Utiliza la Tabla Periódica para obtener información de
los elementos químicos.
2. Comprende los criterios para clasificar los elementos.
3. Relaciona la posición de cualquier grupo de elementos
de la Tabla Periódica con su configuración electrónica.
4. Relaciona la distribución de los electrones de acuerdo
con la organización de la Tabla Periódica en periodos y
grupos (familia).
5. Clasifica los elementos en metales, semimetales y no
metales.6. Identifica los símbolos de los elementos químicos de la
Tabla Periódica.
7. Predice las semejanzas y similitudes de las propiedades
de los elementos químicos mediante la Tabla Periódica.
PALABRAS CLAVE
Ley periódica, período, grupo, metal, semimetal, metaloide,
no metal, actínido, lantánido, elemento de transición,
periodicidad química, gas noble, radio atómico, elementos
representativos, radio iónico, electronegatividad, afinidad
electrónica, energía o potencial de ionización.
¿POR QUÉ ES IMPORTANTE?
La Tabla Periódica es la mejor creación par
clasificación y la predicción de las propiedade
los elementos químicos; puesto que, contribu
encontrar una explicación a la complejidad d
materia que nos rodea.
DESCRIPCIÓN
Esta lección comienza describiendo los aporte
varios científicos que a lo largo de la historia
ayudado al desarrollo de la Tabla Periódica ac
Describe la organización de la Tabla Periódic
grupos y periodos, así como, el agrupamient
los elementos químicos en base a la configura
electrónica en semimetales (metaloides), me
y no metales. Finaliza con la descripción de
propiedades periódicas: radio atómico, pote
de ionización, electronegatividad, electroafini
radio iónico y volumen atómico.
Lección 5. TABLA PERIÓDICA
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TABLA PERIÓDICA Química
1.
HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA
n la Tabla 1 se presenta un resumen de los aportes científicos que a lo largo de la historia han ayudado al
desarrollo de la Tabla Periódica actual.
Tabla 1. Resumen de los aportes científicos para la estructuración de la Tabla Periódica.
Año Científico Contribución
1770-1789
Antoine Lavoisier
Elaboró una lista de 33 elementos que se conocían hasta ese momento y las denominaciones
asignadas se referían al color, el sabor, las propiedades medicinales o el nombre del descubridor.
Algunos de los elementos de Lavoisier fueron clasificados después como compuestos y mezclas.
1828 Jöns Jakob Berziliuz Desarrolló una tabla con pesos atómicos de los elementos e introdujo letras para simbolizarlos.
1829 Johann Döbereiner
Clasificó algunos elementos en grupos de tres, que llamó “tríadas”. Descubrió que los elementos de
una tríada tenían propiedades químicas afines y sus propiedades físicas variaban ordenadamente,
de acuerdo con sus masas atómicas.
Las tríadas a las que se refirió Döbereiner fueron: el calcio (Ca), estroncio (Sr) y bario (Ba); cloro (Cl),
bromo (Br) y yodo (I); litio (Li), sodio (Na) y potasio (K); azufre (S), selenio (Se) y teluro (Te). Se le
conoce como el precursor de la noción de grupo.
1862Alexandre-Emilé
Béguyer de
Chancourtois
Desarrolló la primera Tabla Periódica al acomodar los elementos según el orden creciente de sus
masas atómicas. Cada vuelta contenía 16 elementos y el telurio (Te) ocupaba el puesto central. Esta
disposición se denominó tornillo telúrico. Esto llevó a Chancourtois, a notar que las propiedades de
los elementos se relacionaban con el número atómico (Z) que el elemento ocupaba en la secuencia.
1864 John Newlands
Observó que cuando los elementos se ordenaban según sus masas atómicas, cada octavo elemento
mostraba propiedades semejantes. A este hecho, Newlands le denominó la Ley de las octavas, en
analogía con la escala musical. Por ejemplo, el litio (Li), el sodio (Na) y el potasio (K), muestran las
mismas propiedades.
1869 Lothar MeyerCompiló una Tabla Periódica de 56 elementos basado en la periodicidad de las propiedades como el
volumen molar calculado a partir del peso atómico.
1869 Dimitri Mendeleiev
Clasificó los elementos en orden creciente de su masa atómica, de tal manera, que las columnas
relacionaran los elementos de propiedades semejantes. Así, es que fue establecida la primera ley periódica, la cual manifiesta: las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos son
funciones periódicas de sus masas atómicas.
Se dispusieron los 63 elementos que se conocían en líneas, una debajo de la otra, de forma que los
que tenían igual valencia se hallaban ubicados en una misma fila.
Mendeleiev observó que en su clasificación debía dejar algunos “huecos” vacíos, ya que no conocía
los elementos que tenían las propiedades de esa posición; introduciendo de esta manera el sistema
de períodos largos.
1913-1914 Henry Moseley
Determinó el número atómico de cada elemento y los ordenó de acuerdo a ello, reformulando el
ordenamiento realizado por D. Mendeleiev a lo que se le nombró: Tabla periódica moderna.
Mosseley en su concepto de número atómico demostró que la medida del número de electrones
determina la periodicidad de las propiedades de los elementos químicos, de tal manera, que las
configuraciones electrónicas establecen las propiedades periódicas más que las masas atómicas.
Resultado del trabajo de Mosseley, se enunció la actual ley periódica, en la cual, establece: las
propiedades características de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos.
1940 Glenn SeaborgSintetizó los elementos trasuránicos que formaron un nuevo bloque en la Tabla Periódica: los
actínidos.
2.
ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA
Actualmente, la Tabla periódica se clasifica según el
orden creciente del número atómico (Z), el cual, está
relacionado con la masa atómica, debido a que esta
aumenta cuando se incrementa el Z (excepto raras
E
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TABLA PERIÓDICA Química
situaciones debido al porcentaje de los diferentes
isótopos del elemento).
Grupos y períodos
Los elementos se organizan en filas horizontales a los
que se les denomina períodos y se enumeran con
arábigos del 1 al 7. Este número indica la cantidad de
niveles de energía o los orbitales que tienen los
átomos de los elementos que se ubican en dicho
periodo (Fig. 1).
Figura 1. Identificación de los grupos y periodos en la Tabla.
La Tabla Periódica contiene 18 grupos o columnas
verticales enumeradas con arábigos del 1 al 18 (Fig.
1). Los elementos en un grupo poseen propiedades
físicas y químicas similares ya que poseen la misma
cantidad de electrones de valencia o electrones de
las capas más externas.
Los grupos 1 y 2 y del 13 al 18, son denominados
elementos representativos y los que están colocados
al centro de la tabla, se conocen como elementos de
transición; es decir que los que corresponden a los
grupos del 3 al 12 (Figs. 1 y 2).
Existen dos filas que habitualmente se ubican fuera
de la Tabla Periódica llamadas tierras raras o metales
de transición interna. Por las propiedades que tienen
deberían ubicarse entre el lantano (La) y el actinio
(Ac); cada una de las filas en uno de ellos; por tal
motivo, los elementos que presentan propiedades
similares al lantano se llaman lantánidos (primera de
las dos filas) y los otros con propiedades similares al
actinio, como actínidos (la segunda fila) (Fig. 2).
Figura 2. Agrupaciones de la Tabla Periódica.
Al grupo 1, se le denomina metales alcalinos. Estos
poseen un solo electrón en su nivel de energía más
externo; pero con tendencia a perderlo formando un
ión monopositivo (M+).
Al grupo 2 se le denomina metales alcalinotérreos.
Estos elementos químicos tienen solo dos electrones
en su nivel externo, con tendencia a perderlos; por lo
tanto, conforman un ión positivo (M2+).
A la derecha de la tabla se encuentra el grupo 17, los
cuales se llaman halógenos.
El grupo 18 comprende a los gases nobles, que con
anterioridad se les denominaba como gases inertes,
característica que dejó de asignárseles cuando en
1962, el químico anglocanadiense Neil Bartlett, logró
reaccionar el xenón (Xe) con hexafluoruro de platino
(PtF6); lo cual, demostró que la reactividad química
de los gases nobles, a pesar que es baja, no es nula
totalmente.
Es importante destacar que el primer período sólo
tiene dos elementos: hidrógeno (H) y helio (He). El
primero atañe electrónicamente al grupo 1, pero
químicamente no se comporta como tal; en cambio,
el segundo, pertenece electrónicamente al grupo 2,
pero químicamente pertenece al grupo de los gases
nobles.
Elementos de transición interna
Elementos representativos
Elementos de transición
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TABLA PERIÓDICA Química
A la familia 14 se les denomina carbonoides, al 15 se
les nombra nitrogenados y al grupo 16, calcógenos o
anfígenos; el grupo 13 no cuenta con un nombre en
especial, por lo que se le llama por el elemento con
el que empieza la serie; es decir, la familia del boro.
Metales, metaloides o semimetales y no metales
La Tabla Periódica se organiza en dos grandes áreas:los metales y no metales. Los metales incluyen los
grupos 1, 2, 3… 12 y el bloque f ; mientras que, los no
metales, los grupos 13 -18. Por ello, los metales se
ubican a la derecha de la tabla, los no metales a la
izquierda y los metaloides en la interface de los
metales y no metales; por lo que las características
que presentan son de ambos (Fig. 3).
Metales: Son sólidos a temperatura ambiente con
excepción del mercurio, el cual, es líquido. Puedenconducir la electricidad con facilidad y poseen brillo
metálico.
No metales: Suelen ser sólidos, líquidos o gases a
temperatura ambiente y son malos conductores de
la electricidad.
Metaloides o semimetales: Se hallan separados por
una línea de elementos. Los elementos químicos a
la izquierda de esta diagonal son los metales y a la
derecha, son los no metales; por ello es que tienen
propiedades intermedias. Los que integran a esta
diagonal son: el boro (B), silicio (Si), germanio (Ge),
arsénico (As), antimonio (Sb), teluro (Te), polonio
(Po) y astato (At). El aluminio (Al) no es semimetal;
sino que un metal, debido que la mayoría de sus
propiedades son metálicas.
Configuración electrónica
Tal como se mencionó en el apartado de Grupos y
periodos, todos los elementos de un mismo grupo
poseen la misma cantidad de electrones de valencia
y por lo tanto, una configuración electrónica de capa
de valencia similar. Los elementos del grupo 1, por
ejemplo, presentan una configuración electrónica de
capa de valencia de tipo s1; los elementos del grupo
2 muestran una configuración de capa de valencia s2;
los elementos del grupo 3 una configuración de capade valencia s
2 p
1; y así sucesivamente en todos los
grupos de la Tabla Periódica, como se observa en la
Figura 3 (exceptuando algunas pequeñas anomalías
que no se estudiarán en este Cuadernillo).
La Tabla Periódica puede dividirse en cuatro regiones
o bloques de elementos según el llenado de orbitales
(Fig. 3):
¿Cuántos elementos químicos existen?
Oficialmente, son 114 elementos químicos que han sido
reconocidos por la Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada (IUPAC) y la Unión Internacional de Física Pura y
Aplicada (IUPAP); los elementos químicos 113, 115, 117 y
118 todavía no se han aceptado; ya que, sus hallazgos noson concluyentes; es decir, las pruebas no cumplen con
los criterios para el descubrimiento.
El 28 de junio de 2011, la IUPAC publicó la confirmación
del reconocimiento de los elementos 114 y 116, según los
criterios convenidos entre los científicos del Instituto
Lawrence Livermore en California, Estados Unidos y con
el Instituto Conjunto de Investigación Nuclear en Dubda,
Rusia; la Tabla Periódica quedó oficialmente formada por
114 elementos.
¿Por qué a veces no nos conviene cubrir los restos de
comida con papel aluminio?
El aluminio (Al) es un metal fácilmente atacable por los
ácidos, tal como, el ácido cítrico (C6H8O7) u otros ácidos
orgánicos presentes, por ejemplo en el tomate. Por esto
no conviene preparar salsas de tomate u otras comidas
ácidas en ollas de aluminio; ya que, pueden reaccionar
con el metal y adquirir el sabor metálico.
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TABLA PERIÓDICA Química
Bloque s: Se conforma de los elementos químicos
de los grupos 1 y 2. El grupo 1 (metales alcalinos)
poseen configuración electrónica externa ns1 y los
del grupo 2 (metales alcalinotérreos), ns2 (n es el
período).
Bloque p: Incluye los grupos del 13 al 18, ya que
sus electrones de valencia ocupan los orbitales p.
A partir del grupo 13, con configuración externa
ns2np
1, comienza el llenado del subnivel p. Los
elementos del grupo 17, los halógenos, poseen
configuración externa ns2np5, y los elementos del
grupo 18, los gases nobles, tienen los subniveles s
y p llenos, así que su configuración electrónica es
ns2np6.
Bloque d : Está conformado de los elementos de
los grupos 3 al12 (elementos de transición). Los
electrones externos que ocupan los orbitales d ,
corresponden al nivel (n-1). Las configuraciones
electrónicas externas varían desde (n-1)d1ns2 a (n-
1)d10ns2.
Bloque f : Incluye a los elementos de transición
interna. Los lantánidos añaden electrones a los
subniveles 4f y los actínidos a los subniveles 5f.
Figura 3. Organización de la Tabla Periódica.
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TABLA PERIÓDICA Química
3.
CARGA NUCLEAR EFECTIVA
Para entender las propiedades de los átomos de loselementos químicos, debemos conocer no sólo sus
configuraciones electrónicas, sino también la fuerza
de atracción entre los electrones más externos
(electrones de valencia) y el núcleo. La ley de la
atracción de Coulomb indica que la fuerza de la
interacción entre dos cargas eléctricas depende de la
magnitud de las cargas y de la distancia entre ellas
(ver Lección 11 de Física). Por lo tanto, la fuerza de
atracción entre un electrón y el núcleo depende de
la magnitud de la carga nuclear neta que actúa sobre
el electrón y de la distancia promedio entre el núcleo
y el electrón. La fuerza de atracción se incrementa al
aumentar la carga nuclear, y disminuye a medida
que el electrón se aleja del núcleo.
Por ejemplo, en un átomo con muchos electrones,
cada electrón es simultáneamente atraído hacia el
núcleo y es repelido, al mismo tiempo, por los otros
electrones. Entonces, la energía de cada electrón se
deberá estimar considerando su interacción con el
entorno promedio creado por el núcleo y los demás
electrones del átomo. Esto permite tratar a cada
electrón de manera individual, como si se estuviera
moviendo en el campo eléctrico creado por el núcleo
y la densidad electrónica circundante de los otros
electrones.
Este campo eléctrico equivale al generado por una
carga situada en el núcleo, nombrada carga nuclear
efectiva. La carga nuclear efectiva (Zef ) que actúa en
el electrón es igual al número de protones del núcleo
(número atómico ), menos el promedio de electrones
(S ), que hay entre el núcleo y el electrón en cuestión:
–
Muchas de las propiedades de los átomos dependen
de la carga nuclear efectiva que experimentan sus
electrones de valencia. Toda densidad electrónica
(capas u orbitales internos) entre el núcleo y un
electrón exterior disminuye la carga nuclear efectiva
que actúa sobre dicho electrón. Podemos decir que
la densidad electrónica por los electrones internos
escuda o apantalla a los electrones exteriores de lacarga completa del núcleo. Dado que los electrones
internos están situados principalmente entre el
núcleo y los electrones externos, son muy eficientes
para apantallar a estos últimos. Mientras que, los
electrones que están en la misma capa casi no se
escudan mutuamente del núcleo. Por ello, la carga
nuclear efectiva experimentada por los electrones
exteriores depende primordialmente de la diferencia
ACTIVIDAD 1.
ADOPTA UN ELEMENTO
Con esta actividad se pretende que el estudiante caracterice
a un elemento mediante la recolección de información de un
elemento químico y la elaboración de un poster utilizando
esta información. Para esta actividad asignará uno o dos
elementos a cada estudiante dependiendo cuántos sean los
que conformen su clase (No sobrepasar del número atómico
50).
Materiales: Hoja de datos, lápiz, colores, cartulina.
Procedimiento
1. Recolecte toda la información de la hoja de datos que se
muestra abajo.
2. Utilice la información para elaborar un poster sobre su(s)
elemento(s), utilizando su creatividad.
ADOPTA UN ELEMENTO
Nombre del elemento: ____________________
Símbolo: __________ Z: ________ A: ________
#p+: _____ #e
-: ______ #n
0: ______
Descubierto por: ________________ en: _____
Lugar de descubrimiento: __________________
Punto de fusión: ________
Punto de ebullición: __________
Estado a temperatura ambiente: ____________
Familia o grupo al que pertenece: ______
Periodo: _________
Clasificación (metal, no metal, semimetal): _____
Información adicional (usos más importantes, datos
interesantes, compuestos comunes, etc.)
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TABLA PERIÓDICA Química
entre la carga del núcleo y la carga de los electrones
internos.
4.
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Estas propiedades son aquellas que se repiten a
intervalos regulares y se pueden predecir teniendo
en cuenta la posición del elemento dentro de la
Tabla Periódica. Conocer la periodicidad (variabilidad
de las propiedades de los elementos químicos en la
Tabla Periódica), es importante en el entendimiento
del enlace químico en compuestos simples.
Radio atómico
La Lección 2 describía un orbital atómico como una
zona de probabilidades de distribución del electrón
en una región en el espacio. Dada esta descripción,
no se puede tomar un átomo y medir su diámetro
como lo puede hacerlo con una pelota. El tamaño de
un átomo es determinado por su entorno inmediato,
especialmente por su interacción con los átomos que
lo rodean, dicho en otras palabras, el radio de un
átomo sólo puede encontrarse al medir la distancia
entre los núcleo de dos átomos enlazados y luego
dividiendo en dos esa distancia (Fig. 4).
Figura 4. Determinación del radio atómico del sodio (Na) y el
cloro (Cl).
El radio atómico se incrementa al ir disminuyendo en
un grupo, ya que está relacionado con el número deniveles energéticos alrededor del núcleo y la carga
nuclear efectiva.
Al comparar los elementos litio y el sodio (Li: 1s22s1 y
Na: 1s22s22p63s1), denotaremos que en cada caso el
electrón más externo experimenta una carga nuclear
efectiva aproximada de 1+ (3 - 2 = 1+ para el litio y
11-10 = 2+ para el sodio), es decir, el electrón más
externo con carga 1- es atraído por el núcleo por un
carga de 1+. De esta manera, el efecto esperado de
aumento en la carga nuclear efectiva se contrarresta
por la densidad electrónica y el único factor que
afectará el tamaño del átomo es el número de capas
de los electrones internos alrededor del núcleo. Así,
a mayor cantidad de capas más espacio ocuparán, y
los electrones en ellas se repelerán tendiéndose a
aumentar su tamaño a medida se baja en un grupo.
En el caso de un periodo, el radio atómico tiende a
disminuir conforme se avanza de izquierda a derecha
(Fig. 5). El principal componente que influye en esta
tendencia es el aumento en la carga nuclear efectiva
al avanzar por una fila. Al aumentar, la carga nuclear
efectiva atrae a los electrones, hasta los exteriores,
más cerca del núcleo, haciendo que se disminuya el
radio.
Figura 5. Tendencias de los radios atómicos de los elementos de
los siete periodos de la tabla periódica.
Radio iónico
Los tamaños de los iones se basan en las distanciasentre iones en los compuestos iónicos. Al igual que
el tamaño de un átomo, el tamaño de un ión tiende
a depender de su carga nuclear, de los orbitales en
los que residen los electrones de capa externa y del
número de electrones que posee y.
Como se estudió en la Lección 2, la formación de un
catión desocupa los orbitales más externos, por lo
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TABLA PERIÓDICA Química
que hace que se reduzcan las repulsiones electrón-
electrón totales.
El resultado es que los cationes son más pequeños
que los átomos de los cuales se formaron (Fig. 6). Lo
contrario sucede con los aniones ya que cuando se
añaden electrones a un átomo neutro para formar
un anión, el aumento en las repulsiones electrón-
electrón hace que los electrones se extiendan más
en el espacio. Por tanto, los aniones son más grandes
que los átomos de los cuales provienen.
Figura 6. Tamaño de algunos átomos del tercer periodo y sus
respetivos iones en pm.
En iones de la misma carga, el tamaño aumenta al
bajar por un grupo de la Tabla Periódica, debido a
que aumenta el número cuántico principal del orbital
más externo de un ión.
El radio iónico es difícil de medir con algún grado de
certeza dado que hay que tener en cuenta no sólo la
carga del ión sino también los iones que lo rodean y
las cargas de esos iones.
Energía de ionización (EI)
La energía de ionización o potencial de ionización es
la mínima cantidad de energía necesaria para poder
remover un electrón de un átomo gaseoso. Cuando
el átomo está en estado neutro y queda con carga 1+
la energía de ionización utilizada se llama primera
energía de ionización (EI1). Por tanto, para un átomo
cualquiera:
Por convención este cambio de energía tiene un
valor positivo pues es absorbido durante el proceso.
La segunda energía de ionización se muestra en la
siguiente ecuación:
El patrón continúa a medida que se van removiendo
electrones. Al removerse un electrón de un átomo,
la repulsión entre los electrones que quedan se ve
disminuida. Debido a que la carga nuclear efectiva se
mantiene constante, se necesita más energía para
poder quitar electrones a cationes, siendo siempre
mayor cada vez que se remueve un electrón. Cuanto
mayor es la EI más difícil es arrancar el electrón del
átomo.
Los mismos factores que influyen en el tamaño de un
átomo también tienden a influir en las energías de
ionización. La energía requerida para eliminar un
electrón de la capa exterior depende tanto de la
carga nuclear efectiva como de la distancia media
entre el electrón y el núcleo. Un aumento de la carga
nuclear efectiva, o una disminución de la distancia al
núcleo, aumentan la atracción entre el electrón y el
núcleo. Al aumentar esta atracción, se hace más
difícil quitar el electrón y por ende aumenta la EI. Al
movernos hacia la derecha en un periodo, hay tanto
un aumento en la carga nuclear efectiva como una
disminución en el radio atómico, lo que hace que la
aumente. En cambio, cuando bajamos en un grupo,
el radio atómico aumenta, mientras que, la carga
nuclear efectiva casi no cambia. Por ello, la atracción
entre el núcleo y el electrón disminuye, por lo que es
más fácil remover el electrón de la última capa. Esta
tendencia se observa en la gráfica de la figura 7.
Afinidad electrónica (AE)
El cambio de energía al agregar un electrón a un
átomo gaseoso neutro y formar un ión con carga 1-
se le llama afinidad electrónica. Para un elemento
cualquiera se podría representar así:
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TABLA PERIÓDICA Química
Figura 7. Primera energía de ionización de los primeros 102
elementos de la Tabla Periódica.
Por convención el valor de la AE será negativo pues
es una energía liberada durante el proceso, y entre
más negativo sea este valor de manera más fácil
ganará electrones dicho elemento químico. Cuando
un elemento presenta un valor de AE igual a cerosignifica que no puede recibir electrones.
En general, la afinidad electrónica se vuelve más
negativa conforme avanzamos por cada fila hacia los
halógenos ya que la AE está regida por la regla del
octeto, pues los elementos aceptarán electrones
para adquirir la configuración de gas noble. Mientras
que, al descender en un grupo, tienden a hacerse
menos negativas ya que a medida que el átomo es
más grande el electrón a agregar se encuentra másalejado del núcleo por lo que experimenta menos
atracción.
Electronegatividad
La electronegatividad de un elemento químico es la
medida de la tendencia relativa de un átomo para
atraer electrones hacia sí cuando está químicamente
combinado con otro átomo.
Elementos que poseen altas electronegatividades en
general ganan fácilmente electrones (no metales).
Elementos con electronegatividades baja en general
pierden electrones fácilmente (metales). Una tabla
con valores de electronegatividades se encuentra en
la Lección 3.
Al avanzar de izquierda a derecha en un periodo la
electronegatividad incrementa ya que el número de
cargas en el núcleo incrementa. Por ejemplo, en el
periodo 3 al enlazarse el sodio (Na) y cloro (Cl) (Fig.
8). Imaginando que el enlace entre ellos es un enlace
covalente, ya que sabemos que es un enlace iónico,
dado que el cloro posee más carga nuclear efectiva
que el elemento sodio, atraerá con más fuerza al par
de electrones que el núcleo del sodio.
El par de electrones se encuentra tan cerca del cloro,
que termina por producirse una transferencia de un
electrón hacia el cloro, formándose los iones.
Na Cl
Figura 8. Par de electrones será atraído con más fuerza hacia elcloro al final del enlace debido a que posee una carga nuclear de
7+.
La fuerza con la que el núcleo del cloro atrae a los
electrones es la razón primordial por la cual es más
electronegativo que el sodio.
Comparando el ejemplo anterior con el cloruro de
litio (LiCl), la fuerza con la que el cloro atrae a los
electrones es la misma. Sin embargo, el litio al sermás pequeño que el sodio, atrae al par de electrones
hacia sí, es decir, que el par de electrones no estará
hasta el final pues también sienten atracción por el
núcleo del litio, como se observa en la Figura 9.
Li Cl
Figura 9. Par de electrones atraídos tanto por el cloro como por
el litio.
Así, la tendencia general es que a medida los metales
incrementan su volumen cualquier par de electrones
se aleja del núcleo del metal, por lo que se ve menos
atraído por él. Es decir, a medida se desciende en un
grupo, los elementos son menos electronegativos.
11 protones
10 electrones internos
Carga nuclear neta 1+
17 protones
10 electrones internos
Carga nuclear neta 7+
3 protones
2 electrones internos
Carga nuclear neta 1+
17 protones
10 electrones internos
Carga nuclear neta 7+
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TABLA PERIÓDICA Química
RESUMEN
Electrón-voltio (eV): Es la cantidad de energía que
posee un electrón al ser acelerado por una
diferencia de potencial eléctrico de un voltio. Un
electrón-voltio equivale a aproximadamente 1.602 x
10-19
J.
Elemento: Es una sustancia formada por átomos
que tienen igual cantidad de protones en el núcleo.
Este número se conoce con el número atómico (Z)
del elemento.
Electroafinidad o afinidad electrónica (AE): Es
aquella variación de energía que sucede cuando un
átomo o molécula gana un electrón para formar un
ión negativo. Se mide en electrón-voltios.
Ley periódica: Instituye que las propiedades físicas y
químicas de los elementos tienden a repetirse de
forma sistemática conforme aumenta el número
atómico.
Número atómico (Z): Representa el número de
protones en un núcleo atómico y es equivalente al
número de electrones que orbitan alrededor del
núcleo en un átomo neutro.
Potencial o energía de ionización (EI): Es la energía
mínima requerida para separar un electrón de un
átomo o molécula a una distancia tal que no exista
interacción electroestática entre el electrón e ión.
Radio atómico: Es la distancia entre el núcleo del
átomo y el electrón más alejado del átomo.
Afinidad electrónica
Energía de ionización
Radio atómico
E n e r g í a d e i o n i z a c i ó
n
f i i a
l c t r
i c
a
a
i a
t
i c
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TABLA PERIÓDICA Química
Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte:
1. Andalucía Innova (2011) 100 Preguntas, 100 Respuestas. Especial Química. Extraído en julio de 2011 desde
http://goo.gl/pLV4b
2. Andalucía Innova (2011) 100 Preguntas, 100 Respuestas. Especial Ciencia Cotidiana. Extraído en julio de
2011 desde http://goo.gl/7WqdD
3. Clark, Jim (2009) Helping you to understand Chemistry. Atomic and physical properties of the group 1
elements. Extraído en julio de 2012 desde http://goo.gl/z7OMs
4. Educaplus.org (2008) Evolución de la Tabla Periódica. Descubrimiento. Extraído en junio de 2011 desde
http://goo.gl/i5ntk
5. IUPAC (2011) News: Discovery of the Elements with atomic number 114 and 116. International Union o Pure
and Applied Chemistry. Extraído en julio de 2011 desde http://goo.gl/WNyGa
6. León, J. (2009) Periodicidad química. No. 6. Colegio San Francisco Javier. Extraído en junio de 2011 desde
http://goo.gl/SyeFb
7. Portal Planeta Sedna (s.f.) Nuevos metales en el siglo XVII. Los inicios de la química moderna. Extraído en
junio de 2011 desde http://goo.gl/CbvZD
8. Phillips, J., Strozak, V., Williams, C. (2004) Química. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores, S.A. de
C.V.
9. RENa (2008) La Tabla Periódica. Red Escolar Nacional. Gobierno Bolivariano de Venezuela. Extraído en junio
de 2011 desde http://goo.gl/3KL3M
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TABLA PERIÓDICA Química
ACTIVIDAD EVALUADORA
1. Utilizando la siguiente tabla indica:
a. Los elementos metálicos: _______________________________________________________________
b. Los elementos semimetálicos: ___________________________________________________________
c. Elementos que pertenecen al bloque s: ____________________________________________________
d. Elementos que pertenecen al bloque p: _____________________________________________________
e. Elementos que poseen capa de valencia ns2 np4: ______________________________________________
2. Dada los elementos con número atómico 7, 11, 17, 20 y 29.
a. Indica el grupo y periodo de cada elemento.
b. Establece la configuración electrónica de los elementos.
c. Escribe a qué bloque pertenece cada uno.
d. Ordena de menor a mayor potencial de ionización.
e. Predice cuál elemento tendría la mayor segunda energía de ionización.
f. Indica el elemento de mayor afinidad electrónica.
g. ¿Cuál es el elemento más electronegativo?
3. Los iones K+ y Cl
- poseen la misma cantidad de electrones.
a. Escribe la configuración electrónica de cada uno.
b. ¿Qué puedes decir respecto a sus tamaños? ¿Cuál tiene mayor radio atómico? ¿Por qué?
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CONTENIDOS
1. Sustancias simples.
2. Sustancias compuestas.
3. Tipos de fórmulas químicas.
4. Compuestos orgánicos e inorgánicos.
INDICADORES DE LOGRO
1. Distingue las sustancias puras simples o compuestas.
2. Denota las sustancias simples utilizando los símbolos
químicos.
3. Representa las sustancias compuestas usando fórmulas
químicas.
4. Identifica los elementos químicos que componen a un
compuesto.5. Escribe una fórmula molecular a partir de una fórmula
estructural.
6. Clasifica los compuestos de acuerdo a los elementos
que los componen en orgánicos e inorgánicos.
7. Identifica las diferencias entre un compuesto orgánico y
un inorgánico.
¿POR QUÉ ES IMPORTANTE?
Todas las sustancias en la naturaleza, además d
creadas por el hombre, están conformadas por áto
Sin embargo, algunas poseen átomos del m
elemento químico y otras combinaciones de átom
diferentes elementos.
Así como la mayoría de productos poseen un slog
una simbología que los identifica; una manera f
rápida para representar, identificar, o ambas,
sustancias, es utilizando los símbolos y las fórm
químicas, convirtiéndose en una temática relevant
DESCRIPCIÓNLa lección comienza definiendo las sustancias
clasifica en simples y compuestas. Describe la ma
de representarlas y los tipos de fórmulas más us
Instruye sobre la clasificación de las sustancias a
de los elementos que las componen en orgánicas
inorgánicas.
Lección 6. SUSTANCIAS PURAS
PALABRAS CLAVE
Sustancia, elemento, símbolo, compuesto, fórmula química.
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SUSTANCIAS PURAS
Química
l objetivo de la siguiente actividad es que los
estudiantes visualicen que los elementos se
encuentran presentes en su entorno.
La mayor parte de la materia que constituye los
objetos que se utilizan a diario, no se encuentra en
forma químicamente pura. Una sustancia pura (o
simplemente sustancia) es materia que manifiesta
propiedades definidas y una composición que no
varía de una muestra a otra. El agua, la sal de mesa
(cloruro de sodio), el azúcar, etc., son ejemplos desustancias puras.
1.
SUSTANCIAS SIMPLES
Para indagar sobre el conocimiento del estudiantado
acerca de los elementos químicos puede preguntar
¿cuáles elementos…
se encuentran en la sangre?
son indispensables para que las cosas ardan y se
quemen?
se utilizan en anuncios que resplandecen?
se encuentran en la leche?
están en la pasta dental?
hacen que los globos floten?
Elemento químico es la sustancia que no se puede
descomponer en sustancias más simples. A nivel de
las moléculas, cada elemento se compone de un solo
tipo de átomo (Fig. 1).
Figura 1. A nivel atómico/molecular, los elementos pueden
hallarse como A. átomos individuales o B. moléculas.
En la actualidad, se conocen más de 100 elementos
que están distribuidos de diferente manera en el
entorno. Por ejemplo, el cuerpo humano se forma
de diferentes cantidades de elementos químicos (Fig.
2A). Comparando con la corteza terrestre, ésta tiene
muchos de los elementos que se encuentran en el
cuerpo humano, además de algunos minerales y
metales adicionales (Fig. 2B).
Símbolos de los elementos
Para representar a los elementos químicos se utilizan
los símbolos. Estos permiten escribir de forma más
rápida y fácil que los nombres de los elementos. Los
símbolos de los primeros 109 elementos consisten
en una letra mayúscula o letra mayúscula seguida de
una minúscula (Tabla 1).
Tabla 1. Algunos elementos comunes y sus símbolos
Símbolo Elemento Símbolo Elemento
Ag Plata Fe Hierro
Ca Calcio K Potasio
Pb Plomo Mg Magnesio
Cu Cobre Na Sodio
Sn Estaño Ne Neón
Sin embargo, como se observó en la figura 1, los
elementos también se pueden encontrar de manera
molecular ya que así son hallados en la naturaleza.
EACTIVIDAD 1. (Tiempo: 10 minutos)
RECONOZCAMOS NUESTRO ENTORNO
Materiales
Un pedazo de papel aluminio, un termómetro, un anillo de
cualquier material, un foco de 20 W, un pedazo de hierro y
alambre de cobre.
Procedimiento
1. Muestre a sus estudiantes cada uno de los materiales y
pídales que los pasen entre ellos.
2. Pregúnteles: ¿de qué sustancias están hechos cada uno
de los materiales que acaban de observar? Liste otros
objetos que estén hechos de las mismas sustancias.
A
B
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A B
Figura 2. Elementos, en porcentaje en masa en: A. el cuerpo humano y B. la corteza terrestre, incluyendo los océanos.
64.6%18%
10%
7.39%
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SUSTANCIAS PURAS
Química
¿Las estrellas sintetizan elementos?
Unos minutos después de la Gran Explosión (Big Bang), el Universo sólo contenía hidrógeno, helio 4 y trazas de deuterio, helio 3 y
litio 7. Al cabo de cierto tiempo se originaron las primeras estrellas, donde se formaron los primeros elementos químicos a través
del proceso llamado fusión nuclear (proceso mediante el cual los núcleos de dos átomos se unen y se fusionan, formando un
nuevo núcleo) que rige su funcionamiento.
Si estas estrellas fuesen siempre estables, los elementos habrían permanecido atrapados en su interior y bajo esas circunstancias,
todo sería hidrógeno (mezclado con los elementos producidos en el Big-Bang) fuera de éstas. Dado que un elemento se define
por el número de protones en el núcleo de cada uno de sus átomos, la fusión nuclear convierte invariablemente uno o más
elementos en un elemento totalmente diferente cuando se combinan los protones de los dos núcleos originales en el nuevo
núcleo. Por ejemplo, la formación del Berilio 8 se lleva a cabo a partir de la fusión de dos núcleos de Helio 4 y la emisión de una
partícula gamma (γ, que son fotones de alta energía que liberan ciertas reacciones químicas). Luego, el Berilio 8 al realizar la
fusión con otro núcleo de Helio 4 permite la formación del Carbono 12.
La formación de los primeros elementos se puede resumir en las siguientes ecuaciones:
Los símbolos D1 y T1
3 denotan a los isótopos del hidrógeno, deuterio y tritio, respectivamente.
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SUSTANCIAS PURAS
Química
Estas moléculas se nombran igual que un átomo individual de ese elemento (Tabla 2). Así, un átomo de oxígeno
se representa por O, pero una molécula de oxígeno por O 2; y ambas representaciones corresponden al mismo
elemento. Tabla 2. Elementos con forma molecular
Símbolo Molécula Elemento Estructura
N N2 Nitrógeno
H H2 Hidrógeno
S S8 Azufre
P P4 Fósforo
Cl Cl2 Cloro
Br Br2 Bromo
F F2 Flúor
I I2 Yodo
2.
SUSTANCIAS COMPUESTAS
Los componentes del aire, la gasolina y el cemento
son llamadas sustancias compuestas o compuestos,
ya que pueden descomponerse a través de procesos
químicos, en otras más simples.
Por ejemplo, el carbonato de calcio (CaCO3) es un
sólido blanco que lo encontramos en la piedra caliza
y en las conchas; se descompone por calentamiento
en otro sólido blanco (CaO) y en un gas (CO2). Cada
uno de estos productos se descompone en otros dos
como muestra la figura 3.
Si descubriera un nuevo elemento ¿cómo lo llamaría?
A lo largo de la historia, los científicos han dado respuesta a esta
pregunta de distintas maneras. La mayoría tomó la decisión de
nombrar a la nueva sustancia en honor a la persona que lo
descubrió o el lugar que describe (ciudad, pueblo, planetas o
asteroides).
En la Edad Media, sólo 9 elementos eran conocidos: oro, plata,
estaño, mercurio, cobre, plomo, hierro, azufre y carbono; y sussímbolos se derivaron de su nombre en latín: aurum (amarillo),
argentum (brillante), stannum (gotea o derretido fácilmente),
hydrargyrum (agua plateada), cuprum (Cyprus, lugar en el cual
varias minas de cobre eran localizadas), plumbum (pesado) y
ferrum (hierro).
En 1987, Antoine Lavoisier (1743-1794) publicó el Método de
Nomenclatura Química , en el que proponía que todos los nuevos
elementos debían ser nombrados según sus propiedades. Por
ejemplo, el manganeso (Mn) proviene de la raíz griega magnes ,
que significa magnético. Dado a su aporte a la Química, una estatua de Antoine
Lavoisier se encuentra ubicada en el Museo de Louvre
en París, Francia.
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SUSTANCIAS PURAS
Química
No obstante, estos últimos cuatro productos no se
descomponen en otros, por lo que se puede concluir
que son elementos.
Figura 3. Esquema de descomposición del carbonato de calcio.
Como observó en este ejemplo, los compuestos son
sustancias formadas por la combinación de dos o
más elementos en diferentes proporciones.
3.
TIPOS DE FÓRMULAS QUÍMICAS
Como estudió en la Lección 4, una fórmula química
es una representación simbólica de los compuestos
que indica como mínimo:
Los elementos presentes.
El número de átomos de cada elemento.
Estas se pueden denotar de diferentes maneras:
1.
Fórmula molecular: Es la que indica los números
y tipos de átomos que forman una molécula; es
decir, que resume su composición.
2. Fórmula estructural: Es la que muestra cómo se
unen los átomos para conformar la molécula al
denotar cuáles átomos están unidos dentro de
la molécula. Pueden representarse de manera
plana (2D) o espacial (3D).
Carbonato de calcio
(CaCO3)
Calcio (Ca)
Oxígeno (O2)
Carbono (C)
Oxígeno (O2)
A
Óxido de calcio (CaO)
B
Dióxido de carbono (CO2)
ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 30 minutos)
CARACTERÍSTICAS QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS
Materiales por grupo
20 tarjetas como las que se muestran abajo de los primeros
elementos solo con el nombre del elemento químico; lápiz,
Tabla Periódica.
Procedimiento
1. Formar grupos de 5 personas.
2. Tomar 20 tarjetas y repartir 4 tarjetas por cada miembro
del grupo.
3. Completar la información que se les pide usando la Tabla
periódica.
4. Comparar, discutir y verificar la información que hayan
obtenido.
¿Qué es la fórmula empírica?
Un tipo de fórmula no muy usada es la fórmula empírica; es
la más sencilla para un compuesto químico que muestra los
diferentes tipos de átomos y sus números relativos. Estos
números relativos, se refieren a que los subíndices se
reducen a la razón de enteros más sencilla. Por ejemplo, la
fórmula P2O5 es la fórmula empírica de un compuesto
cuyas moléculas tienen la fórmula P4O10.
Generalmente, este tipo de fórmulas no brindan mucha
información sobre el compuesto. El ácido acético (C2H4O2,
el vinagre), la glucosa (C6H12O6, el azúcar) y el formaldehido
(CH2O, utilizado para fabricar algunos plásticos y resinas);
todos tienen la misma fórmula empírica (CH2O), lo que
puede dar lugar a confusión y por lo que no es tan utilizada
este tipo de denotación.
Para determinar la fórmula empírica de un compuesto, se
debe primero conocer su fórmula molecular.
Hidrógeno
Número atómico
Símbolo
Número másico
p+:___ e-:___ n0:___
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SUSTANCIAS PURAS
Química
Ejemplos de ambos tipos de fórmulas se observan en la tabla 3.
Tabla 3. Representación de tres compuestos químicos mediante fórmulas moleculares y estructurales
FÓRMULA MOLECULAR FÓRMULA ESTRUCTURAL (2D) FÓRMULA ESTRUCTURAL (3D)
NH3 Amoníaco
N
HH
H
CH4 Metano C
H
HH
H
C2H6O Etanol
CH3CH2OH
C
C
OH
HH
H H
H
ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 20 minutos)
ESCRIBAMOS FÓRMULAS
Materiales
Un pliego de cartulina, un plumón y tirro.
Procedimiento
1.Pegue la cartulina en la pizarra. La cartulina contendrá la tabla de abajo, con la fórmula estructural en 3D como único espacio
lleno.
2.Indique a sus estudiantes, que las esferas grises representan átomos de carbono; las rojas, átomos de oxígeno; las blancas,átomos de hidrógeno; las verdes, átomos de cloro y las moradas, átomos de fósforo.
3.Pídales que copien el cuadro en sus libretas de apuntes y lo completen utilizando la información proporcionada anteriormente.
FÓRMULA MOLECULAR FÓRMULA ESTRUCTURAL (2D) FÓRMULA ESTRUCTURAL (3D)
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SUSTANCIAS PURAS
Química
4.
COMPUESTOS ORGÁNICOS E INORGÁNICOS
Existe una gran variedad de compuestos químicos en la naturaleza. Como observó en las fórmulas químicas,
estos compuestos poseen una composición diferente. A partir de esto, se pueden clasificar en compuestos
orgánicos e inorgánicos. Las características más importantes de estos compuestos se observan en la figura 4.
COMPUESTOS ORGÁNICOS COMPUESTOS INORGÁNICOS
Los compuestos orgánicos se forman por enlaces decarbono –carbono (C-C), carbono –hidrógeno (C-H) o
ambos; es decir que están compuestos de átomos de
carbono e hidrógeno.
Además, estas cadenas carbonadas pueden estar
unidas a átomos de oxígeno, nitrógeno, fósforo, etc.
Este tipo de compuestos forman enlaces covalentes
y generalmente poseen un olor y color característico
y son inflamables.
No contienen al carbono como elemento esencial, aexcepción del CO2 y los carbonatos; por lo que están
formados por diferentes elementos químicos unidos
por enlaces iónicos o covalentes. Generalmente son
solubles en agua y en otros solventes polares y no
son inflamables.
Figura 4. Ejemplos y características de compuestos orgánicos e inorgánicos.
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SUSTANCIAS PURAS
Química
RESUMEN
Compuesto: Cualquier sustancia pura que se forma
por dos o más elementos combinados siempre en
una proporción fija y separables únicamente a través
de métodos químicos.
Elemento: Es aquella sustancia que no puede ser
descompuesta en otras sustancias más simples por
medio de reacciones químicas.
Fórmula: Combinación de símbolos que indican lacomposición química de una sustancia.
Fórmula empírica: Es la proporción más pequeña de
átomos presentes en un compuesto.
Símbolo: Es una abreviación o representación corta
de un elemento químico. Los elementos naturales
tienen símbolos químicos de una o dos letras; ciertos
elementos artificiales tienen símbolos de tres letras.
Sustancia: Es la porción de materia que posee una
composición química definida.
Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte:
1.
Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Burdge, J. R. (2004) Química. La ciencia central . México: PEARSON
EDUCACIÓN.
2.
Universitat de Valencia, Elementos químicos. Consultado en julio de 2011 de http://goo.gl/rJgEa
3.
Petrucci, R., Harwood, W., Herring, F. (2003) Química General. Madrid: Prentice Hall.
4. Whitten, K., Davis, R. E., Peck, M.L., Stanley, G. (2008) Chemistry. CENGAGE Learning.
= 2 × 25 = 50 á ℎó
ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… MATEMÁTICA
EXPRESIONES ALGEBRÁICAS Y FÓRMULAS QUÍMICAS
Si al tener una molécula de agua (H2O), su fórmula nos indica que tiene 1 átomo de oxígeno y 2 de hidrógeno; 2 moléculas entonces,
suman 2 átomos de oxígeno y 4 de hidrógeno. Si en una muestra hay 25 moléculas de agua, ¿cuántos átomos de hidrógeno hay? Estapregunta se puede responder por simple inspección o utilizando una expresión algebraica; 2 × n ó 2n, donde n representa el número
de átomos de oxígeno. Así, en las 25 moléculas de agua podemos expresar:
Siguiendo este ejemplo, escriba la expresión algebraica que calcule cuántos átomos de oxígeno habrá en una muestra que contiene
15 moléculas de N2O3. (En este caso n representará el número de átomos de nitrógeno).
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SUSTANCIAS PURAS
Química
1. Identifica:
a.
Si las siguientes sustancias son sustancias simples (SS) o sustancias compuestas (SC).
b.
Cuáles son los nombres de los elementos que los constituyen.
H2
FeCl3
NaI
B
2.
Una sustancia sólida blanca A se calienta intensamente en ausencia de aire y se descompone para formar
una nueva sustancia blanca B y un gas C. El gas tiene exactamente las mismas propiedades que el producto
que se obtiene cuando se quema carbono con exceso de oxígeno. Con base en estas observaciones, ¿puedes
determinar si los sólidos A y B y el gas C son elementos o compuestos? Explica tus conclusiones para cada
sustancia.
3.
Indica las fórmulas moleculares para las siguientes moléculas, sabiendo que las bolas blancas representan al
hidrógeno, las grises al carbono, las rojas al oxígeno, las azules al nitrógeno y las verdes al cloro.
4. En una cochera se encuentra una lata que contiene un líquido. Al introducir un trozo de madera en él y
encenderlo, la sustancia arde con flama humeante. El líquido posee un olor fuerte y no se disuelve en agua.
Clasifica la sustancia como orgánica o inorgánica.
ACTIVIDAD EVALUADORA
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CONTENIDOS
1. Mezclas.
2. Tipos de mezclas.
3. Métodos físicos de separación.
INDICADORES DE LOGRO
1. Diferencia entre una mezcla homogénea y heterogénea.
2. Comprende los conceptos de solución, suspensión y coloide.
3. Reconoce tipos de mezclas homogéneas y heterogéneas en
situaciones cotidianas.
4. Selecciona el procedimiento idóneo para separar una mezcla
de acuerdo con sus características.
5. Reconoce la importancia de la separación de mezclas.
PALABRAS CLAVE
Mezcla, mezcla homogénea, solución, mezcla heterogénea,
mezcla grosera, suspensión, coloide, efecto Tyndall, método
físico de separación, evaporación, cristalización, tamizado,
filtración, decantación, destilación, cromatografía.
¿POR QUÉ ES IMPORTANTE?
En general, las sustancias que encontramos
naturaleza y que utilizamos se encuentran en
de mezclas; por ejemplo, los minerales, el ag
mar, etc. Por medio de métodos y técnica
puede separar las distintas partes que com
una mezcla y obtener sustancias puras.
DESCRIPCIÓN
Esta lección inicia definiendo qué es mezcla
clasificación en mezcla homogénea y en m
heterogénea. Luego, se detallan según el ti
mezcla que se aborde, los métodos físico
separación de los componentes que la forman
Lección 7. MEZCLAS
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MEZCLAS Química
1.
MEZCLAS
a mayoría de los materiales que nos rodean
son mezclas: la sangre, el aire, la madera, el
perfume, el cemento, el papel, la pintura, los
colorantes, son algunos ejemplos. Una mezcla es
una combinación de dos o más sustancias puras; en
la cual, sus propiedades químicas individuales no
cambian.
Por ejemplo, el aire que respiramos es una mezcla
de varios gases: nitrógeno (N2) (78%), oxígeno (O2)
(21%), dióxido de carbono (CO2) (0.03%), vapor de
agua (H2O (v)) y otros (0.97%).
Las mezclas no tienen una composición constante;
por eso las muestras de aire recolectadas de varias
ciudades tienen una composición distinta debido a
sus diferencias en altitud, contaminación, etc.
Las mezclas se clasifican en: mezclas homogéneas y
mezclas heterogéneas.
L
ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 15 minutos)
MEZCLAS HOMOGÉNEAS Y HETEROGÉNEAS
Con esta actividad se pretende que el estudiantado prepare mezclas y distinga las diferencias entre las mezclas homogéneas y las
heterogéneas. Forme grupos de cuatro estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿por qué se considera
al agua como el solvente universal? ¿Podrían mencionar ejemplos de mezclas que se realizan con agua? ¿Cómo se prepara el café?
¿Se podría preparar café en aceite? ¿Qué otras sustancias se preparan mezclando sólidos con líquidos? ¿Existe el caso contrario en
que el sólido se encuentre en mayor cantidad y se agregue un poco de líquido? ¿Qué es una mezcla? ¿Qué materiales se pueden
mezclar? ¿Todas las mezclas son iguales? ¿Qué tienen en común y cómo se diferencian?
Materiales
1 cucharada de sal (cloruro de sodio: NaCl). 1 cucharada de almidón de maíz.
1 cucharada de tierra. 2 cucharadas de frijoles.
1 cucharada de azúcar (sacarosa: C12H22O11). 5 vasos plásticos transparentes.
5 cucharas de plástico. Agua (cantidad necesaria).
Procedimiento
1. Observar las sustancias y anotar su estado de agregación (sólido, líquido o gaseoso).
2. Enumerar cada vaso del 1 al 5 y verter agua en cada uno de los vasos, hasta la mitad de su capacidad.
3. Agregar la sal al vaso 1 lentamente, tratando de no mover mucho el agua, para observar los cambios que se generan en el agua
y así, registrarlos. Luego, verterán el almidón de maíz en el vaso 2; los frijoles en el vaso 3; la tierra en el vaso 4 y el azúcar en el
vaso 5.
4. Revolver cada vaso buscando que los materiales se mezclen. Deberán registrar si se ha modificado el resultado.
5. Dejar reposar las mezclas. Registrar sus observaciones.
¿Qué contiene un pintalabios?
Son una mezcla de pigmentos, dióxido de titanio (TiO2)
(que aporta la característica del revestimiento), aceites,
ceras (que brindan la consistencia a la barra) y agente
emoliente (para proteger los labios). En menor medidapueden contener vitaminas, protectores solares, etc.
El brillo lo aporta el aceite, pero se puede producir un
aspecto menos graso y reflectante añadiendo pequeñas
partículas de polimetilmetacrilato. Asimismo, brinda un
aspecto perlado y brillante el nitruro de boro (BN). Para
fijar el color y lograr un pintalabios con efectos de larga
duración se utilizan aceites de silicona.
Para fabricarse la barra los ingredientes se mezclan y se
calientan hasta que funden por completo; la mezcla se
vierte después en moldes de metal. Cuando se enfría, sesolidifica y puede desmoldarse.
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MEZCLAS Química
2.
TIPOS DE MEZCLAS
Cada una de las sustancias que forman una mezcla
se denomina componente. A los componentes de
una mezcla, en general, también se les llama fases.
Mezcla homogénea
La mezcla homogénea está formada por diferentes
componentes, que no pueden distinguirse a simple
vista y forman una sola fase.
Si se toman muestras en varias zonas de la mezcla, la
proporción de sus componentes es idéntica; así, el
agua potable es una mezcla de agua y distintas sales
minerales; no vemos las sales que están disueltas,
solamente se observa la fase líquida; en un licuado
de fresa, no se diferencia la leche de las partículas de
fresa ni del azúcar (Fig. 1).
Figura 1. Ejemplo de mezcla homogénea.
Dentro de las mezclas homogéneas, encontramos el
término solución o disolución química.
Una solución es una mezcla homogénea de dos o
más sustancias, que se presenta en una sola fase. La
sustancia que se disuelve se nombra soluto y está
presente, por lo general, en una pequeña cantidad
en comparación a la sustancia donde se disuelve,
nombrada solvente. Se define así (Ec. 1):
Tanto el soluto como el solvente pueden ser gases,
sólidos o líquidos (como en el caso de las bebidas
gaseosas: el dióxido de carbono, CO2, es el soluto y el
agua, es el solvente). En una solución, el soluto y el
solvente interactúan a nivel de moléculas y de iones;
el tamaño de las partículas dispersas es menor a
0.001 µm.
Esto explica la homogeneidad de las soluciones y la
imposibilidad de separar sus componentes por
métodos mecánicos. Las soluciones de acuerdo al
estado de agregación se clasifican en (Tabla 1):
Tabla 1. Clasificación de las soluciones según el estado de agregación.
Solvente Soluto Ejemplo
GAS
Sólido La naftalina (C10H8) tiende a sublimarse lentamente en el aire.
Líquido El vapor de agua (H2O (v)) en el aire.
Gas El aire. Tiene nitrógeno (N2), oxígeno (O2), vapor de agua (H2O), ozono (O3),algunos gases nobles y dióxido de carbono (CO2).
LÍQUIDO
SólidoLa amalgama formada por oro (Au) y mercurio (Hg) es utilizado por los dentistas
para cubrir una obturación.
Líquido El etanol (CH3CH2OH) en agua (H2O).
Gas La bebida carbonatada es una solución de dióxido de carbono (CO2) en agua (H2O).
SÓLIDO
Sólido Mezclar estaño (Sn) y antimonio (Sb) es una aleación utilizada en la soldadura.
Líquido Hexano (C6H14) disuelto en la cera de parafina.
Gas El hidrógeno (H2) se disuelve en los metales, especialmente, en el paladio (Pd).
Pregúnteles: ¿son diferentes las mezclas generadas con las distintas sustancias? ¿Qué tienen de distinto? ¿Difieren los componentes
de las mezclas a simple vista? ¿Es más fácil mezclar un material que otro? ¿Los materiales se disuelven en el agua, se precipitan o
flotan? Luego del reposo, ¿se observan cambios en las mezclas? ¿Será posible separar las mezclas? Esta última pregunta permitirá
iniciar con la segunda parte de la lección.
Ec.1
Leche + Fresa + Azúcar = Licuado
++ =
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MEZCLAS Química
Mezcla heterogénea
La mezcla heterogénea se compone por dos o más
componentes que son distinguibles a simple vista;
tienen varias regiones con propiedades diferentes,
es decir, con dos o más fases; por ejemplo, en una
mezcla de azúcar y arena, por medio, de una lupa se
pueden distinguir los granos de arena de los cristales
de azúcar.
Las propiedades no se modifican, como sucede en
una ensalada, ya que se puede distinguir el tomate
de la cebolla o del hongo (Fig. 2).
Figura 2. Ejemplo de mezcla heterogénea.
Las mezclas heterogéneas se clasifican en: mezclas
groseras y suspensiones.
Mezclas groseras: Comprende partículas que son
distinguibles a simple vista por su gran tamaño, son
mayores y 50 µm; por ejemplo, las piedras, el granito
y otros (Fig. 3).
Figura 3. El granito es una mezcla grosera ya que se distinguen
varios tipos de minerales.
Suspensiones: Las partículas poseen dimensiones
comprendidas entre 0.1 a 50 µm. La característica de
esta dispersión, es que las partículas finas se hallan
suspendidas en el solvente (líquido o gas) por un
tiempo y luego, sedimentan; por ejemplo, la arena,
almidón, talco o harina en agua (Fig. 4).
Figura 4. La mezcla de harina con agua es una suspensión. Las
partículas de harina se depositan en el fondo del recipiente si se
deja en reposo.
Entre la mezcla homogénea y la heterogénea, hay un
tipo de mezcla intermedia denominado coloide. Elnombre coloide proviene de la raíz griega kolas que
significa que puede pegarse, puesto que una de sus
propiedades es tender de forma espontánea hacia la
formación o agregación de coágulos. El tamaño de
las partículas de la fase dispersa es entre 0.001 y 0.1
µm (Fig. 5).
Figura 5 . La mayonesa es una coloide, denominada emulsión.
Los coloides se componen de dos partes:
1. Fase dispersa o partículas dispersas: Esta fase
corresponde al soluto en las soluciones, y estáconstituida por moléculas sencillas o grandes.
2. Fase de la dispersión o medio dispersante: Es la
sustancia en la cual las partículas coloidales se
distribuyen. Esta fase corresponde al solvente de
las soluciones.
Según el estado físico en que se encuentre la fase
dispersa y la fase dispersante, los coloides toman
varios nombres (Tabla 2):
+ + =
Tomate + Cebolla + Hongo = Ensalada
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MEZCLAS Química
Tabla 2. Tipos de coloides.
Fase dispersa Fase dispersante Nombre del coloide Ejemplo
GASSólido Espuma sólida Piedra pómez.
Líquido Espuma Crema batida, espuma para afeitar.
LÍQUIDO
Sólido Gel Aceite de ballena, gelatina, jaleas.
Líquido Emulsión Mayonesa, crema de manos, leche, sangre, mantequilla.
Gas Aerosol líquido Nubes, niebla, bruma.
SÓLIDO
Sólido Sol sólido Carbón en hierro fundido, cristal de rubí.
Líquido Sol Pintura, tinta china.
Gas Aerosol sólido o humo Partículas en el aire, humo, polvo volcánico.
Ya que los coloides se encuentran en una situación
media entre las mezclas homogéneas y las mezclas
heterogéneas, poseen las siguientes propiedades:
Propiedades ópticas: Si se proyecta un haz de luz a
través de un coloide, la trayectoria del haz se hace
visible por la reflexión de la luz en las partículas
coloidales. A este fenómeno se le nombra Efecto
Tyndall , en honor al físico irlandés John H. Tyndall,
quien estudió esta propiedad (Fig. 6).
La desviación de luz en un coloide sucede porque las
partículas reflejan la luz creando un haz visible. En el
caso de las soluciones esto no ocurre debido a que eltamaño de las partículas disueltas es muy pequeño,
en comparación con las de un coloide.
Figura 6. En una dispersión coloidal puede verse el camino del
haz de luz; pero no a través de una solución.
Propiedades eléctricas: Los coloides pueden tener o
absorber iones negativos o positivos, de tal manera,
que las partículas se repelen unas a otras, frenando
la precipitación de la dispersión coloidal.
Cuando las partículas cargadas en su superficie
atraen a cargas del signo opuesto, se produce una
doble capa. Por ejemplo, el agua forma dipolos que
rodean los iones de los coloides, como ocurre en elcaso del jabón, donde las moléculas del agua rodean
las cargas del jabón formando micelas (Fig. 7).
Figura 7 . Estructura de una micela.
¿Qué es la gelatina?
La gelatina es un coloide incoloro, translúcido, insípido y
quebradizo que se obtiene a partir del colágeno (proteína
del tejido conectivo) procedente de la piel, los huesos y
de otros tejidos de ganado porcino o vacuno, a través del
tratamiento con álcalis o ácidos.
Estos despojos animales, una vez tratados, se cuecen en
agua caliente, con el objetivo de extraer la gelatina; dicho
extracto se seca y pulveriza. Para comercializar la gelatina
y elaborar postres, se mezcla con aditivos, colorantes
alimentarios, azúcar y saborizantes artificiales.
Parte hidrofílica (cabeza)
Parte hidrofóbica (cola)
Moléculas de agua
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MEZCLAS Química
ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 15 minutos)
EFECTO TYNDALL
Con esta actividad se pretende que el estudiantado determine si una mezcla de dos componentes se trata de una solución, una
suspensión o un coloide a través del Efecto Tyndall . Forme grupos de cuatro estudiantes y repártales los materiales que
necesitarán. Pregúnteles: ¿por qué será fácil observar las luces de un carro en la niebla? ¿Cuándo aparece la niebla? ¿Es una
mezcla homogénea, mezcla heterogénea o un coloide? Proporcionen ejemplos de coloides.
Materiales
1 clara de huevo. 2 cucharadas de refresco en polvo.
2 cucharadas de harina. ½ taza de leche.
1 linterna pequeña. 4 vasos plásticos transparentes.
¼ pliego de cartulina negra. Agua (cantidad necesaria).
Procedimiento
1. Enumerar los vasos del 1 al 4 y verter agua a cada uno de ellos, hasta la mitad de su capacidad.
2. Añadir la clara de huevo al vaso 1, la harina al vaso 2, el refresco en polvo al vaso 3 y la leche al vaso 4.
3. Agitar fuertemente cada mezcla y luego, dejarlas reposar durante un minuto. Observar.
4. Colocar la cartulina negra como fondo a cada vaso por separado e iluminar los vasos mediante la linterna. De preferencia,
apagar las luces del aula para apreciar mejor el efecto.
Pregúnteles: ¿cuáles mezclas forman una solución, suspensión o un coloide? ¿Cómo las distinguen? ¿Cómo será el movimiento de
las partículas en una solución, suspensión y un coloide? ¿En cuáles vasos se observó el rayo de luz? ¿Por qué consideras que se
puede ver y en otras mezclas no? ¿Qué las hace diferentes? Brinda una definición de solución, suspensión y coloide, y elabora un
cuadro comparativo en relación a las propiedades de una solución.
Aceite y agua no se mezclan:
El aceite reposa en la superficie
del agua.
Se adiciona detergente (surfactante):
Del detergente la parte que es afín al agua
(hidrofílica) se une a la parte azul del agua
y la parte afín al aceite (hidrofóbica) se
une a la parte anaranjada del aceite.
Aceite
Agua
El aceite y el agua se mezclan cuando está
presente el surfactante:
El surfactante permite la formación de las
micelas, las cuales, permiten que el aceite
se disuelva en el agua.
Figura 8. Formación de micelas para la disolución del aceite en
agua.
¿Cómo funciona el jabón?
Habrá notado que el aceite flota sobre el agua, pues esto
ocurre porque posee una menor densidad, tal como se
observa en la Figura 8. Sin embargo, cuando se adicionan
unas gotas de detergente líquido, desaparecen las dos
capas.
Este fenómeno es a causa de que los detergentes están
compuestos de dos partes: una parte hidrofóbica (afín al
aceite) y una parte hidrofílica (afín al agua). La parte
hidrofóbica es atraída hacia el aceite rodeándolo, dando
origen a las micelas (Fig. 7); de tal manera, que al final se
tiene una emulsión de aceite en agua.
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MEZCLAS Química
3.
METODOS FÍSICOS DE SEPARACIÓN
La separación de los componentes de una mezcla
puede efectuarse por métodos físicos o químicos.
Los métodos físicos ciñen una serie de operaciones
que no alteran la naturaleza de las sustancias; de tal
modo, que tras la separación se obtendrán de nuevo
los componentes originales.
Los métodos químicos implican cambios químicos, ya
que los componentes sufren transformaciones que
afectan su naturaleza. Una vez que se efectúa la
separación, la unión de sus componentes no ha de
producir la sustancia original. En esta lección se
estudiarán sólo los métodos físicos de separación.
Los métodos físicos usados para separar sustancias
en una mezcla dependerán del tipo de sustancia y la
forma en que estén unidas; así, se distinguen los
procedimientos físicos y mecánicos.
Procedimientos físicos
Son procedimientos utilizados para la separación de
los componentes en una mezcla homogénea.
Evaporación: Es la operación por la que se separa
un sólido disuelto en un líquido, por incremento de
la temperatura del líquido, que pasa al estado de
vapor, quedando el sólido como residuo en forma
de polvo seco (Fig. 9).
Figura 9. Separación de componentes por evaporación.
Cristalización: Es el proceso por el cual se separa un
componente sólido de una disolución líquida, con
el objetivo de purificar la sustancia sólida. Esto se
efectúa disolviendo el sólido en un disolvente a alta
temperatura en el que los contaminantes no sean
solubles. Luego, se filtra en caliente para eliminar
las impurezas y se deja enfriar el líquido de manera
lenta hasta la formación de cristales (Fig. 10).
ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 15 minutos)
SEPARACIÓN DE COMPONENTES DE UNA MEZCLA I: EVAPORACIÓN
Con esta actividad se pretende que el estudiantado comprenda el proceso de separación de los componentes de una mezcla por
medio de la evaporación. Forme grupos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles:¿cómo se puede obtener sal a partir del agua del mar? ¿Se podrán recuperar sólidos de soluciones? ¿En qué consiste el proceso de la
evaporación?
Materiales
3 cucharadas de sal (cloruro de sodio: NaCl). ½ taza de agua. 1 vaso plástico.
1 plato pequeño. 1 agitador.
Procedimiento
1. Verter la sal y el agua en el vaso plástico y con ayuda del agitador disolver la sal. Echar la disolución en el plato.
2. Colocar el plato al sol durante varias horas o días, hasta que el agua se evapore totalmente. Si disponen de una hornilla, pueden
evaporar el agua aplicando calor. Graficar el proceso.
Pregúnteles: ¿qué residuo ha quedado en la olla? ¿El agua evaporada, es agua pura? ¿A qué estado de la materia pasó el agua?
¿Este cambio físico implicó adición o eliminación de calor?
Vapor del líquido
Residuo sólido
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MEZCLAS Química
Una manera fácil de efectuar una cristalización es
utilizar solventes volátiles como éter o el hexano.
Cuando el líquido se evapora, el sólido se separa
como cristal; esto se realiza en un cristalizador .
Figura 10. Formación de cristales.
ACTIVIDAD 4. (Tiempo: 15 minutos)
SEPARACIÓN DE COMPONENTES DE UNA MEZCLA II: CRISTALIZACIÓN
Con esta actividad se pretende que el estudiante comprenda el proceso de formación de cristales con la cual se puede efectuar
separando el azúcar de una disolución. Forme grupos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que se necesitarán.
Pregúnteles: ¿conocen cristales que se pueden encontrar al aire libre (minerales)? ¿Consideran que el hielo es un sólido cristalino?
¿Cómo se pueden obtener cristales más o menos grandes?
Materiales
3 tazas de azúcar. 1 frasco de vidrio transparente limpio.
1 taza de agua. 1recipiente para cocción u olla.
1 lápiz o un palillo de madera. 1 hornilla pequeña o zona de calentamiento.
1 cuchara o varilla de agitación. 1 trozo de hilo o cuerda delgada.
Procedimiento
1. Hervir el agua en la olla. Agregar el azúcar, una taza a la vez. Es de notar que una parte del azúcar se disolverá, formando una
solución; pero, una pequeña parte quedará sin disolver en el fondo del recipiente; esto significa que la solución de azúcar está
saturada.
2. Verter la solución en el vaso, teniendo el cuidado de no acarrear el depósito del fondo. Este proceso de separar un líquido de
un sólido, simplemente vertiendo el líquido, se denomina decantación. Descartar el material sólido.
3. Colocar el lápiz con el hilo suspendido verticalmente sobre el vaso, de modo que un trozo quede en la disolución.
4. Dejar reposar la disolución por varios días. Para protegerla del polvo puede poner un pedazo de papel sobre ella.
5. Dejar que los cristales crezcan hasta alcanzar el tamaño deseado o hasta donde dejen de crecer. En este punto, se podrá sacar
el hilo para permitir que el cristal se seque y podrá comerlos.
Pregúnteles: ¿las partículas se van formado de manera gradual? ¿Qué aspecto (figura geométrica) presentan estas partículas?
¿Las partículas mantienen su geometría a medida que crecen? ¿Qué sucede a medida que el agua se va evaporando? ¿Qué sucede
al encontrarse dos cristales que están creciendo uno junto al otro? ¿Podría decir dónde empieza uno de los cristales y empieza
otro? ¿Pueden separarlos? ¿Qué sucede con el hilo que se ha colocado dentro de la disolución?
¿Cómo se obtiene la sal en nuestro país?
El Salvador tiene la industria salinera más grande de toda
Centroamérica y la mayoría de su producción proviene de
lagunas estuarias (golfo de Fonseca, La Unión; bahía del
Espíritu Santo, Usulután). Los salineros aprovechan la
marea alta para recolectar el agua de mar en piscinassuperficiales y obtener con la evaporación, cantidades
industriales de sal no refinada.
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MEZCLAS Química
Cromatografía: Este método consiste en separar
mezclas de gases o líquidos, según las diferentes
velocidades a las que se mueven, de acuerdo con
su afinidad entre una fase móvil y una estacionaria.
La fase móvil puede ser un líquido o gas, mientras
que la fase estacionaria, un líquido o sólido. Según
las diferencias en afinidad de los componentes de
la mezcla entre la fase móvil y la fase estacionaria,
ocurrirá la separación. Se conocen las siguientes
formas:
Cromatografía en papel : La fase estacionaria utiliza
un medio poroso (papel) y en la fase móvil, agua u
otro disolvente como acetona, éter, alcohol, hexano,
etc. En el papel se traza una línea o punto con la
mezcla por separar. El disolvente asciende en el
papel por acción capilar y cuando el disolvente llega
hasta la mancha, la mezcla empieza a ascender sobre
el papel junto con el disolvente (Fig. 11).
Figura 11. Este proceso es utilizado para separar pigmentos de
plantas y tintas, entre otros.
Los componentes que poseen poca atracción por el
papel se mueven junto al disolvente; aquellos que
tienen mayor atracción por el papel no se mueven o
tienden a desplazarse a menos.
Cromatografía en capa fina: Este método es usadopara separar moléculas relativamente pequeñas. La
fase estacionaria puede ser: de celulosa, alúmina o
gel de silicato, unido a una superficie sólida (placa de
vidrio, papel, aluminio). El tipo de fase estacionaria
que se use en un experimento, dependerá del tipo
de moléculas que se quieran separar.
El procedimiento que se sigue es: se colocan las
muestras a un centímetro del borde en uno de los
extremos de la placa y se deja secar. La placa se
coloca en un envase, llamado cámara de vidrio que
tiene una cantidad mínima de solvente.
El solvente subirá por capilaridad e irá arrastrando
las moléculas, las cuales se moverán de acuerdo con
la afinidad que muestren por la fase estacionaria.
Si la mezcla de muestras que se está analizando
presenta color, se observarán los diferentes colores
migrando a varias velocidades de la posición original.
Si son incoloras hay que someter la placa a algún
tratamiento mediante una sustancia desarrolladora
(generalmente yodo) para determinar la presencia
de las sustancias sobre el silicato (Fig. 12).
Figura 12. Esta técnica también permite determinar el grado de
pureza de un compuesto, comparar muestras, etc.
Cromatografía de columna: Este es utilizado para la
separación de mezclas o purificación de sustancias.
Como fase estacionaria se usa, generalmente, un gel
de sílice o de alúmina dentro de una columna. En la
columna se hace pasar una corriente de disolvente
llamada fase móvil o eluyente que baja, por efecto
de la gravedad o por la aplicación de presión (Fig.
13).
La mezcla de compuestos por separar se disuelve en
una pequeña cantidad de disolvente y se coloca en la
parte superior de la columna, quedando absorbida.
Enseguida, se pasa un flujo de disolvente a través de
la columna. Los compuestos constituyentes de la
mezcla son arrastrados por el disolvente a su paso,
los que los hace avanzar a lo largo de la columna.
82
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MEZCLAS Química
Figura 13. Separación de diversos componentes por medio del
método de la cromatografía de columna.
A pesar de esto, no todos los compuestos avanzan ala misma velocidad. Algunos compuestos químicos
son fuertemente retenidos por el absorbente (la fase
estacionaria), lo que permite que avancen despacio.
En cambio, otros apenas son retenidos y avanzan a
una mayor velocidad.
Cromatografía de gases: La fase móvil es un gas, en
general, helio (He) o argón (Ar); la fase estacionaria
es una cubierta líquida colocada en el interior del
capilar a través del cual se desplazará la mezcla.
La forma con la que interactúan los componentes de
la mezcla de gases con la cubierta del tubo capilar y
la temperatura decreta la separación de la mezcla.
Los componentes separados llegan al extremo del
tubo en diferentes momentos y allí se analizan e
identifican con un espectrómetro de luz o de masas
(Fig. 14).
Figura 14. Equipo de cromatografía de gases.
Destilación: Este consiste en separar dos líquidos
con diferentes puntos de ebullición; calentando la
solución y con la posterior condensación de las
sustancias. Es decir, que este proceso consta de
dos fases: primero, la evaporación, donde el líquido
pasa a vapor y, segundo, la condensación, el vapor
se condensa y pasa de nuevo a líquido.
La destilación puede ser:
a. Simple: Se utiliza cuando la diferencia entre los
puntos de ebullición de los componentes que se
Columna
Tapón
poroso
Componentes separadosSolventes
Aplicación de
la muestra Solvente
Regulador de
presión
Horno
termostatizado
Columna
Helio (He)
Detector
Cromatograma
Muestra
Inyección de
la muestra
¿Cómo se pueden detectar los billetes falsos?
La cromatografía en capa fina es el principal método de
detección que se utiliza actualmente para determinar si
un producto cumple con las especificaciones legales; esto
es relevante para determinar secuencias de producción,
la clasificación e identificación de las tintas, determinargrados de pureza en los medicamento, así como realizar
dataciones químicas.
En la mayoría de los casos se lleva a cabo en varios
canales de una capa de sílice, cuyas fases móviles pueden
consistir en hexano, amoníaco, acetato de etilo, tolueno,
alcoholes, etc. Las placas se dejan secar al aire y la
presencia de un indicador fluorescente bajo la luz puede
evidenciar el uso de una tinta diferente en un
determinado billete, que aparentemente fuese realizado
por una sola.
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MEZCLAS Química
desea separar es grande, mayor a 80 °C, o cuando
las impurezas son sólidos disueltos en el líquido
por purificar (Fig. 15).
Figura 15. Equipo de la destilación simple.
b. Fraccionada: Es utilizado si la diferencia que hay
entre los puntos de ebullición es pequeña para
que una destilación simple, sea eficiente (Fig. 16).
Figura 16. En la columna de destilación fraccionada suceden
muchas evaporaciones y condensaciones al mismo tiempo, lo
que garantiza que la separación de las mezclas sea eficiente
Termómetro
Condensador
Refrigerante
Mechero
Balón dedestilación
Destilado
Termómetro
Refrigerante
Condensador
Destilado
Mechero
Balón de
destilación
Columna
fraccionada
ACTIVIDAD 5. (Tiempo: 15 minutos)
SEPARACIÓN DE COMPONENTES DE UNA MEZCLA III: CROMATOGRAFÍA EN PAPEL
Con esta actividad se pretende que el estudiantado comprenda la técnica de la cromatografía, que se basa en las distintas
velocidades con que son arrastradas cada una de las sustancias mediante un medio poroso por un disolvente en movimiento.
Forme grupos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿cómo se podrían separar los
componentes de una tinta? ¿Los marcadores de diferente color en apariencia física, podrían tener las mismas tintas?
Materiales
1 frasco de alcohol medicinal (etanol) sin color.
4 tiras rectangulares de papel absorbente (papel filtro de cafetera, papel toalla) de 10 cm.
Marcador de color rojo, café, negro y verde claro (que no estén secos).
4 vasos de plástico transparente.
Procedimiento
1. Verter 5 mL aproximadamente de alcohol en cada vaso.
2. Pintar un punto con el marcador verde en un tira de papel a 1.5 cm de distancia del extremo. Dejar el marcador en contacto
con el papel 10 -20 segundos para que se empaque bien la tira.
3. Efectuar el mismo procedimiento con los tres marcadores que faltan en las tres tiras de papel restante. No deberán olvidar a
qué punto corresponde cada color.
4. Poner la tira de papel verticalmente, con el extremo donde están los puntos, en el alcohol dentro de cada vaso.
5. Realizar en su cuaderno cuatro dibujos, uno de cada tira de papel, cuando el alcohol lleve aproximadamente 4 cm y, otros
cuatro, cuando el líquido llegue a un centímetro antes del borde superior. Tener cuidado que el alcohol no llegue hasta el
extremo superior del papel.
6. Repetir el procedimiento con agua como solvente y efectuar comparaciones de los resultados que se obtengan.
Pregúnteles: ¿qué colores de los marcadores están formados por mezclas? ¿Los pigmentos son arrastrados a la misma velocidad?
¿Qué hace que algunas tintas se desplacen menor distancia que otras? ¿En qué porción del papel están las sustancias con mayor
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MEZCLAS Química
Procedimientos mecánicos
Son procedimientos, utilizados para la separación de
los componentes de mezclas heterogéneas.
Filtración: Permite separar un sólido insoluble de
un líquido. Para esto se usa un medio poroso de
filtración o membrana, que deja pasar el líquido y
retiene el sólido. Los filtros que se utilizan, por lo
general, son: el papel filtro, la fibra de asbesto, el
algodón, fibra de vidrio, las fibras vegetales, las
tierras especiales y las redes metálicas (Fig. 17). Figura 17 . Separación del suero de leche del queso
atracción hacia él? ¿Cuál es el mejor solvente para separar las mezclas de tintas? ¿Qué hace que el alcohol o el agua suba por el
papel? Sugiera algunas razones por la que se produce este cambio. Las sustancias polares tienden a ser atraídas por otras
sustancias polares, tal como se sucedió en el papel. ¿Cuáles tintas contienen las sustancias más polares? ¿Cuál es la diferencia en
polaridad entre el alcohol y el agua?
Mezcla de
sólido y líquido
Líquido
Sólido retenido
ACTIVIDAD 6. (Tiempo: 15 minutos)
SEPARACIÓN DE COMPONENTES DE UNA MEZCLA IV: DESTILACIÓN
Con esta actividad se pretende que el estudiantado construya un destilador casero. La construcción del destilador tomará unos
pocos minutos; pero, la destilación, en sí misma, llevará varios días. Para comprender el mecanismo de la destilación, se construirá
un destilador solar; el cual, permitirá obtener agua destilada en un día soleado. Puede parecer que el agua obtenida sea
insignificante; pero, de esta manera se obtiene agua potable en muchos lugares del mundo, como es el caso de Israel. La actividad
se podrá realizar con el grupo completo de clase. Pregúnteles: ¿cómo podrían purificar el agua de manera sencilla? ¿Qué es el proceso de la destilación? ¿Cuáles son los cambios físicos de la materia que se producen en la destilación? ¿Cuáles son las
sustancias que sufren dichos cambios? ¿Podrían mencionar ejemplos de productos alimenticios obtenidos por destilación?
Materiales
1 plancha de aluminio de 0.5 mm de grosor de 54 x 59 cm (recolectar el agua destilada).
1 bandeja negra esmaltada más pequeña que la plancha de aluminio.
2 rectángulos de plexiglás transparente de 4 mm de grosor. Medidas: 35 x 50 cm
2 triángulos de plexiglás transparente de 45 x 35 x 35 cm.
Pistola de silicona con cartucho de silicona translúcida.
Agua (cantidad necesaria).
Procedimiento
1. Pegar con silicona las láminas de plástico (plexiglás) formando una tienda de campaña sobre la bandeja plana de aluminio. De
este modo se tendrá un destilador de dos vertientes: las dos láminas de plástico inclinadas. La estructura se secará en 12
horas.
2. Sobre la bandeja de aluminio y bajo la estructura de plástico, colocar la bandeja negra con agua.
3. Se deberá esperar a que el sol realice su función.
Funcionamiento: La radiación solar atraviesa el plexiglás transparente y calienta el agua contenida en la bandeja negra, que se va
evaporando. El vapor de agua se condensa en pequeñas gotas al entrar en contacto con las paredes del invernadero, que están
más frías que el ambiente interior del destilador.
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MEZCLAS Química
Tamizado: Se utiliza para separar una mezcla de
partículas sólidas de diferentes tamaños a través
de un tamiz o colador. Las partículas con menor
tamaño pasan por los poros del tamiz, mientras
que las grandes quedan retenidas; por ejemplo,
una muestra de tierra del suelo que se espolvorea
sobre un tamiz, las partículas finas de tierra caerán
y las piedras y partículas quedarán retenidas en el
tamiz (Fig. 18).
Imantación: Este método aprovecha la propiedad
de algún material para ser atraído por un imán, ya
que el campo magnético del imán genera una
fuente atracción, que logra que los materiales se
acerquen a él. Para poder utilizar este método se
precisa que un componente sea atraído, pero no el
resto (Fig. 19).
Figura 18. Separación de arena de las piedras.
Estas gotas van resbalando por los laterales inclinados del destilador, yendo a caer en la bandeja de aluminio.
Pregúnteles:
¿Qué función tiene la energía solar en el proceso? ¿Qué cambios físicos sufre el agua que se halla en la bandeja negra? ¿Qué
component es se han separado del agua para identificarla como “agua potable”? ¿Cuál es la propiedad de la materia en la que se
basa la destilación? ¿En qué casos se utiliza la destilación simple? (Menciona al menos 2). Dibuja el mecanismo de la destilaciónque se ha producido.
ACTIVIDAD 7. (Tiempo: 15 minutos)
SEPARACIÓN DE COMPONENTES DE UNA MEZCLA V: FILTRACIÓN
Con esta actividad se pretende que el estudiantado aplique la técnica de la filtración para separar los componentes que forman una
mezcla compuesta de sólidos y líquidos. Forme grupos de tres estudiantes y repártales los materiales que usarán. Pregúnteles: ¿qué
instrumentos utilizan en sus hogares para obtener el jugo de naranja sin grumos y sin semillas? ¿Han escuchado acerca de la
retención de polvo en los filtros de ambiente? ¿Qué función ejerce un filtro? ¿En qué consiste el proceso de la filtración?
Materiales
3 cucharadas de leche en polvo. 1 pajilla. Jugo de un limón.
1 gotero. 1 vaso de vidrio. 1 colador plástico del tamaño del vaso.
1 papel filtro para cafetera.
Procedimiento
1. Añadir la leche en polvo al agua y agítenla con la pajilla. No se formará una solución sino que una suspensión.
2. Añadir con ayuda de un gotero tres gotas de jugo de limón hasta ver que se forman más coágulos (se precipitará la caseína que
es la proteína de la leche). Deberán fijarse que los coágulos son de diferentes tamaños.
3. Dejar en reposo la suspensión durante cinco minutos.
4. Colocar el papel filtro en el colador y este sobre el vaso de vidrio. Verter la suspensión en el sistema y observar lo que ocurre.
Pregúnteles: ¿cuáles son las sustancias y su estado de agregación, que componen la mezcla? ¿Cuál es el estado físico de la sustancia
que ha quedado retenida en el papel filtro? ¿Y de la que se ha filtrado? ¿Qué otra técnica de separación propondrías para separar
esta mezcla? ¿Por qué se considera que esta técnica de separación es un procedimiento mecánico? ¿En vez de papel filtro, qué otro
instrumento de separación utilizarías? Brinda ejemplos de la vida cotidiana en las cuales se use el método de la filtración.
Sólido (arena)
separado
Mezcla de
sólidos
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MEZCLAS Química
Figura 19. Separación de objetos metálicos de la basura.
Decantación: Consiste en separar dos líquidos no
miscibles y de diferentes densidades, usando un
embudo de separación o decantación. La mezcla
de los líquidos se deja reposar en el embudo y el
líquido más denso queda en la parte inferior del
embudo. Asimismo, se usa para separar un sólido
insoluble en un líquido. Se deja reposar la mezcla y
el sólido va al fondo del recipiente, para luego,
recoger el líquido (Fig. 20) (Actividad 3).
Centrifugación: Es el proceso mediante el cual se
somete una mezcla de líquidos o de sólidos, o de
ambos, a un movimiento de rotación constante y
rápido, lo que hace que las partículas de mayor
densidad sedimenten y las partículas más livianas
queden en la parte superior El proceso se realiza
en un aparato llamado centrífuga (Fig. 21).
Figura 20 . Separación de aceite y agua.
ACTIVIDAD 8. (Tiempo: 10 minutos)
SEPARACIÓN DE COMPONENTES DE UNA MEZCLA VI:TAMIZADO E IMANTACIÓN
Con esta actividad se pretende que el estudiantado aplique
el tamizado y la imantación para separar los componentes
que conforman una mezcla compuesta de varias sustancias
sólidas. Pregunte: ¿cómo se separan las piedras de la arena
en la construcción? ¿Qué técnica de separación usarían para
obtener pepitas de oro de las mezclas de arena? ¿Cómo
separarían los objetos de hierro de la basura? ¿Qué es la
industria siderúrgica?
Materiales: ¼ taza de limaduras de hierro (Fe), ¼ taza decarbón en polvo (C), ¼ taza de arena, 2 hojas de papel bond
y 1 colador de abertura fina.
Procedimiento
1. Mezclar la limadura de hierro con el carbón en polvo y
la arena en el recipiente.
2. Colocar la mezcla en una hoja de papel y acercar el imán
a la mezcla.
3. Repetir de nuevo la operación hasta que haya separado
un componente que forma parte de la mezcla.
4. Pasar la mezcla por el colador y recibir el componente
que sigue en una hoja de papel.
Pregúnteles: ¿cuáles sustancias que componen la mezcla
poseen propiedades magnéticas? ¿Cuál sustancia se separó
primero (por medio del imán)? ¿Cómo se llama a la técnica
de separación que se basa en las propiedades magnéticas de
las sustancias? ¿Cuál es la sustancia que quedó retenida en
el colador? ¿Y cuál se recogió en la hoja de papel? ¿Qué
técnica de separación se ha utilizado para separar los dos
componentes restantes? ¿Qué diferencia la filtración y la
tamizado? ¿La imantación podría utilizarse en una mezcla
que contenga sustancias líquidas?
¿Cómo se fracciona el petróleo?
El petróleo es una mezcla de diferentes líquidos, que es
calentado a 400°C en un horno. Cuando cada uno de
ellos alcanza el punto de ebullición a una temperatura
diferente, se convierte en gas y se separan fácilmente
del resto; primero, los productos ligeros que poseen latemperatura de ebullición más baja.
Cada fracción resultante es un combustible con diversas
características. Este proceso se conoce como destilación
fraccionada. El 90% del petróleo se utilizado para la
producción de combustibles. Los compuestos extraídos
del crudo son: los gases propano y butano, la gasolina,
el queroseno y combustible diésel (gasóleo), las ceras,
el fuel oil, los lubricantes y el asfalto.
Objetos
metálicos
Aceite
Agua
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MEZCLAS Química
Figura 21. Separación de cenizas en suspensión en el agua.
ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… INDUSTRIA
DESTILADOS
La destilación se realiza para separar el alcohol del agua
que pueda contener la materia prima. Se coloca la mezcla
en un recipiente, se calienta a una temperatura dada para
generar los vapores del alcohol y gas. Estos vapores son
condensados y recolectados en un segundo envase como
una mezcla pura, incolora, con delicado sabor a la materia
prima y con mayor graduación alcohólica. Este producto se
puede destilar dos o más veces para purificar el alcohol y
eliminar los agentes residuales. Luego, el alcohol se filtra
para liberarlo de impurezas (por ejemplo, el vodka se filtra
en láminas de grafito) y diluido con agua desmineralizada
para tener la graduación alcohólica apta para el consumo.
Finalmente, se somete a una estabilización química y luego
se embotella.
Las bebidas destiladas son las descritas como aguardientes
y licores; sin embargo, la destilación, agrupa a la mayoría
de las bebidas alcohólicas que superen los 20 ⁰C de carga
alcohólica, y son las que resultan de hervir una bebida
fermentada, elevando la graduación del alcohol. Entre las
bebidas alcohólicas que incorporan la destilación en su
proceso de elaboración se distinguen el whisky, el vodka, el
brandy, tequila, aguardientes aromáticos y licores.
El principio de destilación se basa en las diferencias que
existen entre los puntos de ebullición del agua (100 ⁰C) y el
alcohol (78.3 ⁰C). La combinación de estas dos sustanciasen una mezcla directa no produce buen sabor, aunque esto
cambia al adicionarle componentes con carácter propio,
que dan aroma y sabor sumamente atractivo para el
consumo.
Actividad. Responde las siguientes preguntas:
Investiga los productos alimenticios que produce nuestro
país en los cuales se incluya el proceso de destilación.
¿Qué tipo de destilación usan esos procesos industriales?
Descríbelos.
Dibuja en el cuaderno el aparato de destilación que usan
y explica su mecanismo.
Investiga a partir de qué frutas o qué verduras se pueden
producir bebidas alcohólicas.
Investiga procesos artesanales de destilación de nuestro
país.
¿Cuál es la función de una lavadora con centrifugado?
En las lavadoras automáticas o semiautomáticas hay una
sección del ciclo que se refiere a secado, en el cual, el
tambor de la lavadora gira a cierta velocidad de manera
que las partículas de agua adheridas a la ropa en el
lavado, salen expedidas por los orificios del tambor.
¿Tienen hierro las mezclas con cereales que comemos
en el desayuno?
Los cereales preparados para el desayuno tienen sulfato
de hierro (II) (FeSO4) o hierro elemental (Fe), añadido
para contribuir a la ingesta diaria recomendada; poseen
alrededor de 4.5 mg de hierro por porción y la ingesta
que se recomienda para los adultos de 18 a 50 años es
de 8 miligramos (mg) por día.
La sal de hierro (II) se aprovecha mejor por nuestro
organismo, ya que reacciona con el ácido estomacal; en
cambio las limaduras de hierro no, por el corto tiempo
que el cereal permanece en el estómago.
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RESUMEN
Destilación: Es la operación de separar, por medio, de evaporación y condensación, los componentes líquidos,
los gases licuados o los sólidos disueltos en líquidos aprovechando los diferentes puntos de ebullición de cada
una de las sustancias.
Fase: Es cada una de las partes homogéneas de un sistema heterogéneo separada de las demás mediante unafrontera clara.
Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte:
1. Conevyt (s.f.) Mezclas homogéneas y heterogéneas. Experimento 10. Oregon. Extraído en junio de 2011
desde http://goo.gl/hBRvn
2. Del buen comer (2006) Destilados. Arte y Ciencia del Buen Comer. Enciclopedia. Extraído en julio de 2011
desde http://goo.gl/6Gi2v
3. Instituto Canario de Análisis Criminológico I.C.A.C. (s.f.) Propiedad Industrial e Intelectual. Equipamiento de
Laboratorio. Laboratorio. Servicios de Criminalística. Extraído en julio de 2011 desde http://goo.gl/Wx4QU
4. Instituto de Tecnologías Educativas (s.f.). La Industria química. España. Extraído en julio de 2011 desdehttp://goo.gl/rfGn5
5. Nueva Alejandría (2000) Fe: casi todo acerca del Hierro. Ciencias de la Naturaleza. Archivos curriculares.
Extraído en julio de 2011 desde http://goo.gl/ScXsc
6. Pontificia Universidad Javeriana (2011). Cromatografía. Cursos. Bogotá. Extraído en julio de 2011 desde
http://goo.gl/IdqIH
7. Red Escolar SEP -ILCE (2010) Métodos de separación. Experimentos. Extraído en julio de 2011 desde
http://goo.gl/xm9sN
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MEZCLAS Química
8. Terra.org. (s.f.) Destilador solar de dos vertientes. Térmicos. Ingenios solares. Extraído en julio de 2011
desde http://goo.gl/qpQ40
9. Universidad Nacional del Nordeste (s.f.) Dispersiones coloidales. Facultad de Medicina. Extraído en julio de
2011 desde http://goo.gl/Qi3Ub
10. Wood, E. (2001) Cristales – un manual para profesores de enseñanza primaria y secundaria. Extraído en julio
de 2011 desde http://goo.gl/AvOex
90
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MEZCLAS Química
ACTIVIDAD EVALUADORA
1. Indica cuál de las sustancias son homogéneas:
Gasolina Granito
Infusión de té Pastilla de jabón
Agua con hielo Vidrio de ventana
2. Escribe los métodos de separación que usarías
para separar las siguientes mezclas:
a. Arena y sal.
b. Hierro y arena.
c. Alcohol y agua.
d. Arena y agua.
e. Aceite y agua.
3. ¿En qué consisten los métodos de separación, y
en cuáles situaciones pueden ser usados? Haz un
dibujo del mecanismo:
a. Filtración.
b. Decantación.
c. Cristalización.
d. Destilación.
4. Completa las frases siguientes:
a.
La se basa en la diferenciade volatilidad entre los componentes de una
disolución.
b. La se basa en la diferencia
de densidad entre las sustancias inmiscibles.
c. La se basa en la diferencia
entre el tamaño de las partículas.
d. La se basa en la diferencia
de solubilidad de un soluto en dos solventes
distintos.
5. ¿En qué se diferencia un procedimiento físico de
uno mecánico?
6. El vino contiene alcohol etílico y agua, líquidos
que son perfectamente miscibles, y cantidades
pequeñas de otras sustancias disueltas:
a. Menciona un procedimiento para separar el
alcohol de los componentes restantes ¿cuál
es la propiedad en la que se basa?
b. Diseña el dispositivo adecuado.
7. De los métodos de separación que se indican a
continuación, señala aquellos adecuados para
separar una mezcla homogénea y una mezcla
heterogénea: filtración, destilación, tamizado,
evaporación, cristalización y cromatografía.
8. ¿Hay diferencia entre filtración y decantación?
Explícalo y brinda un ejemplo.
9. Para qué tipo de mezclas son más adecuadas las
siguientes técnicas de separación:a. Filtración. c. Destilación fraccionada.
b. Decantación. d. Evaporación.
10. ¿Cómo comprobarías que una planta verde, tales
como el perejil u hojas de espinaca se conforman
por varios pigmentos o colorantes?
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¿POR QUÉ ES IMPORTANTE?
Las soluciones forman parte de nuestro diario
Cada vez que consumimos agua, nos refresca
en el mar, ríos y lagos; estamos en contacto
soluciones. Al mismo tiempo, los fluidos que copor nuestro cuerpo son ejemplos de soluciones
son indispensables para nuestra vida.
DESCRIPCIÓN
En esta lección se estudian los componentes desolución, el mecanismo en que las sustancia
solubilizan en otras y los factores que facilitan
proceso.
Lección 8. SOLUCIONES
CONTENIDOS
1. Componentes de una solución.
2. Proceso de disolución.
3. Tipos de soluciones.
4. Solubilidad y factores que la afectan.
INDICADORES DE LOGRO
1. Identifica los componentes de una solución como soluto
y solvente.
2. Describe el proceso de disolución.
3. Predice la interacción entre solutos y solventes.
4. Clasifica las soluciones de acuerdo la cantidad de soluto
(concentración) que contienen y en función de la
capacidad para disolver un soluto.
5. Comprueba experimentalmente que la interacción entre
el soluto y el solvente, la presión y la temperatura son
factores que afectan la solubilidad.
PALABRAS CLAVE
Concentración, proceso de disolución, solución, soluto,
solvente, solución saturada.
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SOLUCIONES
Química
ara introducir el tema puede iniciar con una actividad demostrativa, con el fin de que los estudiantes
observen cómo se elabora una solución y reconozcan los componentes que la conforman.
1. COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN
La mezcla homogénea que acaba de realizar es una
solución, constituida por dos sustancias (agua y
azúcar) que se hallan en diferentes proporciones y
en distinto estado físico.
El componente que se halla en mayor cantidad y
determina el estado de la materia en la que existe la
solución, se llama solvente y el que se encuentra en
menor cantidad en la solución y que se disuelve en el
solvente, se llama soluto.
Así, en la Actividad 1, el agua es el solvente y el
azúcar el soluto (Fig. 1), y la solución que se obtuvoes líquida pues el agua se encuentra en estado
líquido. Muchas de las soluciones que utilizamos a
diario se hallan en estado líquido, como por ejemplo
el champú, el desinfectante para pisos, las bebidas,
etc. Sin embargo, no todas las soluciones que se
encuentran en estado líquido están conformadas por
solutos sólidos.
Enseguida se describe una actividad demostrativa de
otro tipo de solución líquida, mejor conocida como
gas-líquido (Lección 7).
P ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 10 minutos)
HAGAMOS UNA SOLUCIÓN
Materiales
1 cucharada de azúcar.
20 mL (0.70 oz) de agua.
1 vaso plástico transparente de 170.4 mL (6 oz).
1 probeta de 25 mL o recipiente medidor de volúmenes de cocina.
Procedimiento
1. Muestre a los estudiantes el azúcar y el agua.
2. Vierta 20 mL (0.7 oz) de agua en el vaso plástico.
3. Adicione la cucharada de azúcar en el vaso y agite.
Pregunte al estudiantado
¿En qué estado físico estaba el azúcar y el agua?, ¿Por qué el azúcar no se observa al mezclarla con el agua? y ¿Cuál de las dos
sustancias, agua o azúcar, se encuentra en menor cantidad y en mayor cantidad?
Figura 1. Solución compuesta por
moléculas del agua como solvente y
moléculas de azúcar, como soluto.
MOLÉCULA
DE AZÚCAR
MOLÉCULAS
DE AGUA
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SOLUCIONES
Química
Por otro lado, existen soluciones en los otros dos estados de la materia; por ejemplo, el aire y las aleaciones
metálicas (Lección 7).
2.
PROCESO DE DISOLUCIÓN
Se forma una solución, cuando una sustancia se dispersa de manera uniforme, debido a que la atracción entre
las moléculas del solvente y las partículas de soluto (átomos, moléculas o iones) es comparable en magnitud o
es mayor , a las fuerzas intermoleculares (Lección 3) que mantienen unidas a las partículas de soluto y a las
moléculas de solvente.
Por ejemplo, el alcohol (CH3CH2OH) se disolvió en agua (H2O), debido a las fuerzas de atracción por puente de
hidrógeno entre el alcohol y el agua (Fig. 2A), lo que permite la formación de una solución alcohólica.
Otro ejemplo común, es el agua salada en la que la sustancia iónica cloruro de sodio (NaCl) se encuentra
disuelta en H2O, debido a que la atracción entre los iones del soluto y las moléculas polares del H2O sobrepasan
la atracción entre los iones de carga opuesta del NaCl (Fig. 2B).
El agua al ser una sustancia polar , sólo es capaz de disolver otras sustancias polares y algunos compuestos
iónicos, pero no puede disolver sustancias de naturaleza no polar .
ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 10 minutos)
ES UN GAS
Materiales
1 bebida gaseosa incolora.1 vaso plástico transparente de 170.4 mL (6 oz).
1 probeta de 25 mL o recipiente medidor de volúmenes de cocina.
Procedimiento
1. Muestre la bebida gaseosa incolora sin destapar.
2. Destápela y vierta en el vaso 50 mL (1.75 oz) de gaseosa.
3. Observe junto a sus estudiantes durante cinco minutos cómo las
burbujas se desprenden del líquido.
Pregunte al estudiantado:
¿Observaron burbujas en la gaseosa antes de destaparla? ¿Qué sucedió con la gaseosa al verterla en el vaso plástico? ¿Qué le
sucedió luego de los cinco minutos?
Interpretación
La gaseosa es una solución que posee varios componentes. Uno de los principales, y que da el sabor característico a este tipo de
bebidas, es el gas dióxido de carbono (CO2). Cuando destapa la gaseosa, el CO2 disuelto se visualiza en forma de burbujas. Después
de los cinco minutos, la cantidad de burbujas es menor debido a que la mayoría ya ha escapado al ambiente.
Las soluciones pueden contener más de un soluto. Si observa la etiqueta de la gaseosa, podrá comprobar que contiene varios
componentes. A pesar de conformarse por solutos sólidos, se puede observar que contiene un soluto gaseoso. No obstante, hay
soluciones líquidas en las cuales el soluto también es un líquido, como la solución de la Actividad 3.
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SOLUCIONES
Química
En contraste, las sustancias no polares sí son capaces
de disolver solutos no polares; es decir, que “lo
semejante disuelve a lo semejante”. La interacción
soluto-solvente antes descrita se llama solvatación.
Si el solvente es el agua, esta interacción recibe el
nombre de hidratación.
3.
CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES
De acuerdo con la cantidad de soluto que contienen
las soluciones (concentración), se clasifican en:
Solución concentrada: Posee una cantidad grande
relativamente de soluto o solutos disueltos.
Solución diluida: Posee una cantidad pequeña de
soluto o solutos disueltos.
En la Actividad 4, sus estudiantes, a partir de una
solución concentrada prepararon cuatro solucionesmenos concentradas o diluidas, ya que al tomar una
porción de la solución concentrada y diluirla en una
cantidad dada de solvente, disminuye la cantidad de
soluto que había al inicio.
Por tal razón, a medida que se van realizando las
diferentes diluciones, el color de las soluciones
disminuye, ya que hay más cantidad de solvente en
comparación al soluto y su color irá acercándose al
del agua por ser el solvente (Fig. 3).
Por otro lado, las soluciones también se pueden
clasificar de acuerdo con la capacidad que tiene el
solvente para disolver a un soluto a una temperatura
dada:
Solución insaturada: Contiene menor cantidad de
soluto que la que es capaz de disolver a una
temperatura determinada; es decir, el solvente
puede admitir más soluto hasta alcanzar su grado
de saturación.
ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 10 minutos)
SOLUCIÓN ALCOHÓLICA
Materiales
25 mL (0.875 oz) de agua.15 mL (0.53 oz) de alcohol.
1 vaso plástico transparente de 170.4 mL (6 oz).
1 probeta de 25 mL o recipiente medidor de volúmenes de
cocina.
Procedimiento
1. Muestre a los estudiantes el agua y el alcohol.
2. Vierta en el vaso 20 mL (0.7 oz) de agua.
3. Agregue en el vaso 10 mL (0.35 oz) de alcohol y agite.
Pregúnteles: ¿en qué estado físico estaban las sustancias que
mezcló? ¿Por qué el alcohol no se observa al mezclarla con elagua?
Figura 2. A. Proceso de disolución del etanol (alcohol etílico) en
agua mediante la formación de puentes de hidrógeno. B. Los
iones Na+ atraen los oxígenos cargados parcialmente negativa
(δ-) del agua, mientras que, los iones Cl
-a los hidrógenos con
carga parcialmente positiva (δ+).
A
B
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SOLUCIONES
Química
Solución saturada: Contiene la máxima cantidad de soluto que puede disolver un solvente en particular a
una temperatura específica.
Solución sobresaturada: Contiene más soluto disuelto a cierta temperatura que el que puede haber en una
solución saturada. Este tipo de soluciones no son muy estables y con el tiempo una parte del soluto se
separa en forma de cristales.
Figura 3. Soluciones con diferente cantidad de soluto, es decir, diferentes concentraciones
formadas a partir de la dilución de una solución saturada.
Diluida Concentrada
ACTIVIDAD 4. (Tiempo: 30 minutos)
SE DECOLORA
Materiales por grupo
1 sobre de refresco en polvo o colorante para alimentos.
1 L de agua.
1 cuchara pequeña.5 vasos plásticos transparentes de 170.4 mL (6 oz).
1 probeta de 25 mL, recipiente medidor de volúmenes
o jeringa de 10 mL (10 cc).
1 regla de 20 cm.
1 plumón permanente.
Procedimiento
Indique a los estudiantes que:
1. Formen grupos de 4-5.
2. Utilizando la regla y el plumón, marquen una raya en cada vaso al medir 7 cm.
3. Rotulen los vasos del 1 al 5.
4. Viertan agua hasta la marca en el vaso 1 y agreguen cucharaditas de refresco o colorante que sean necesarias para saturar(hasta que ya no se disuelva más soluto).
5. Midan 10 mL de la solución 1, la viertan en el vaso 2 y agreguen agua hasta la marca.
6. Midan 10 mL de la solución 2, la viertan en el vaso 3 y agreguen agua hasta la marca.
7. Midan 10 mL de la solución 3, la viertan en el vaso 4 y agreguen agua hasta la marca.
8. Midan 10 mL de la solución 4, la viertan en el vaso 5 y agreguen agua hasta la marca.
9. Coloquen todas las soluciones en orden de 1 al 5 y comparen.
Pregunte a sus estudiantes: ¿Cuál es la solución más concentrada? ¿Por qué?, ¿por qué el color de la soluciones va disminuyendo
a medida se van realizando las diluciones?
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SOLUCIONES
Química
4.
SOLUBILIDAD Y FACTORES QUE LA AFECTAN
Se denomina solubilidad a la capacidad del soluto
para disolverse en el solvente a ciertas condiciones.
Por ejemplo, la solubilidad de la sal (NaCl) en el agua
a 25° C es de 357.0 gramos por cada litro de agua.
Esta es la cantidad máxima de NaCl que se disuelve
en agua para producir una solución estable a esa
temperatura. Cada sustancia que se disuelve en el
agua tiene una solubilidad fija. Si no se disuelve, su
solubilidad es cero. El grado en que una sustancia se
disolverá en otra depende de los factores siguientes:
Interacciones soluto-solvente
La tendencia natural de las sustancias a mezclarse
unas en otras se ve afectada por la interacción o
fuerzas de atracción entre las partículas de soluto y
las moléculas de disolvente: cuanto mayor sean las
fuerzas de atracción entre el soluto y el disolvente
mayor será la solubilidad .
Para tal finalidad, las fuerzas intermoleculares de los
componentes de la solución deben ser similares, es
decir, ambos componentes de la solución deben
poseer un carácter polar o no polar (Fig. 4).
Así, el agua al ser una molécula polar puede disolver
compuestos iónicos mediante fuerzas atractivas ión-
dipolo y por medio de puente de hidrógeno, a otros
compuestos polares como el metanol; pero no logra
disolver sustancias no polares como la gasolina, que
es un hidrocarburo.
En general, las sustancias no polares tienden a ser
solubles en solventes no polares y los solutos iónicos
y polares en solventes polares. Los sólidos de red
como el diamante y el cuarzo son insolubles tanto en
solventes polares como no polares a causa de las
intensas fuerzas de enlace dentro de estos sólidos.
Figura 4. Interacciones entre el soluto y el solvente en las soluciones. Las fuerzas de atracción entre el soluto y el solvente en una
solución es lo que permite que sean solubles entre sí. Se establecen fuerzas intermoleculares similares en tipo y fuerza a las existentes
entre las moléculas de soluto entre las moléculas del solvente.
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SOLUCIONES
Química
Presión
A consecuencia de que los líquidos y los sólidos son
casi incompresibles, la presión tiene poco efecto
sobre su solubilidad. En contraste, tiene un efecto
importante en la solubilidad de los gases ya que ésta
aumenta al incrementar la presión del gas sobre el
solvente.
Para entender mejor este factor, supongamos que
tenemos un gas distribuido entre una fase gaseosa y
una solución (Fig. 5).
Al inicio, las moléculas se encuentran en equilibrio a
una presión determinada (P1), es decir, la velocidad a
la que se mueven las moléculas de la fase gaseosa
para entrar a la solución es igual a las moléculas
disueltas en la solución que escapan a la fase
gaseosa (Fig. 5A). Al adicionarse más presión (P2) y
comprimir el gas (Fig. 5B), las moléculas chocan con
más frecuencia con la superficie del líquido lo que
aumenta la solubilidad del gas en la solución hasta
restablecer el equilibrio.
Temperatura
La temperatura tiene un efecto sobre la solubilidad
de la mayoría de las sustancias. En el caso de solutos
sólidos disueltos en agua, la solubilidad aumenta al
incrementarse la temperatura de la solución, debido
que se incrementa el movimiento de las moléculas
de soluto y de solvente, por lo tanto, aumenta el
número de interacciones, que resulta en una mayor
solubilidad. Por ejemplo, cuando se prepara un té, el
azúcar se disuelve más rápido en agua caliente que
en agua fría.
Caso contario es el de los gases, donde la solubilidad
disminuye al aumentar la temperatura; ya que se
aumenta el movimiento de las moléculas de gas en
la solución, permitiendo que se desprendan a la
superficie como burbujas. Para comprender mejor
este efecto realice junto con sus estudiantes la
Actividad 5.
¿Un gas disuelto en agua?
Los embotelladores aprovechan el efecto de la presión
sobre la solubilidad de los gases, para fabricar bebidas
carbonatadas, como las cervezas y las gaseosas que son
parte del consumo diario. En estos productos el dióxido
de carbono (CO2), se disuelve a presión elevada; para
mantenerlo de esta manera, las bebidas se embotellan
bajo una presión un poco mayor a la presión atmosférica
(1 atm).
Cuando las botellas se abren, la presión del CO2 sobre la
solución se reduce y por lo tanto, la solubilidad del CO 2
disminuye y se desprende de la solución en forma de
burbujas.
Figura 5. Efecto de la presión sobre la solubilidad de un gas.
Cuando se aumenta la presión como en el recipiente de la
derecha, aumenta la rapidez con que las moléculas entran en
la solución, aumentando su solubilidad.
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SOLUCIONES
Química
ACTIVIDAD 5. (Tiempo: 30 minutos)
CON CALOR NO TENGO COLOR NI CUBIERTA
Material del docente
Agua a temperatura ambiente (cantidad suficiente).1 termómetro.
1 Recipiente pequeño (olla)
para calentar agua.
1 Cocina pequeña.
Materiales por grupo
3 dulces del mismo color (tipo botonetas).
Agua a temperatura ambiente (cantidad suficiente).
Hielo (cantidad suficiente).
3 vasos plásticos transparentes de 170.4 mL (6 oz).
1 hoja de papel bond tamaño carta.
1 probeta de 25 mL o recipiente medidor de volúmenes.
1 plumón permanente.
Procedimiento
1. Pida a sus estudiantes que formen grupos de 4-5 personas.
2. Caliente agua en la olla pequeña hasta 60 °C.
3. Vierta con cuidado 20 mL de agua caliente en un vaso de plástico de cada grupo de estudiantes.
Indíqueles que:
4. Midan 20 mL de agua a temperatura ambiente y viertan en un vaso plástico con hielo.
5. Midan 20 mL de agua a temperatura ambiente y viertan en el último vaso plástico.
6. Coloquen los tres vasos sobre la hoja de papel bond y rotulen cada vaso, utilizando el plumón indicando la temperatura a la
que se encuentra el agua que contiene (caliente, ambiente y fría).
7. Agreguen en cada vaso un dulce al centro de cada vaso al mismo tiempo y observen durante un minuto.
Preguntas a estudiantes:
¿Es la temperatura un factor que afecta la cantidad de colorante del dulce disuelto? ¿Cómo puede saberlo?
¿Qué diferencia hay en el movimiento de las moléculas que están a temperatura ambiente, a temperatura fría y a temperatura
caliente?
Interpretación
El azúcar y el colorante contenidos en la recubierta del dulce, se disuelven o solubilizan más rápido en agua caliente, porque
aumenta el movimiento molecular de solutos y solvente. Este incremento de movimiento permite que la interacción entre el
azúcar y el agua sea mayor y las fuerzas intermoleculares de atracción que rompen los enlaces de las moléculas de azúcar sean más
rápidas, aumentando la solubilidad del azúcar.
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SOLUCIONES
Química
ÓSMOSIS
Ciertos materiales, incluidas muchas membranas de sistemas biológicos y sustancias sintéticas como el celofán,
son semipermeables Al entrar en contacto con una disolución, estos materiales permiten el paso de algunas
moléculas a través de su red de poros diminutos. Es común que moléculas pequeñas de solventes como el agua
sí puedan pasar, no así moléculas o iones de soluto más grandes.
¿Qué contiene el agua dura?
El agua para uso doméstico, agrícola y para los procesos industriales se
obtiene de represas o de lagos, ríos y fuentes subterráneas de origen
natural. En El Salvador, la Administración Nacional de Acueductos y
Alcantarillados (ANDA), abastece de mantos acuíferos que se encuentran
a más de 150 metros de profundidad. Cuando el agua contiene una altaconcentración de iones calcio (Ca
2+), de iones magnesio (Mg
2+) y otros
cationes (Lección 2), se llama agua dura. Estos iones no representan una
amenaza para la salud en general, pero puede hacer inadecuada el agua
para ciertos usos.
Por ejemplo, estos iones reaccionan con los jabones, formando sales
insolubles (manchas amarillas en las paredes de los baños y lavamanos),
provocando que el jabón haga menos espuma. También, forma depósitos
minerales (incrustaciones), produciendo menor eficiencia en los utensilios
de calentamiento como las cafeteras, debido a la reducción de
transferencia de calor y flujo de agua. La eliminación de estos iones que
endurecen el agua se conoce como ablandamiento. No todos los sitios deabastecimiento requieren este tratamiento. En los que sí es necesario,
son los que abastecen de fuentes subterráneas donde ha tenido contacto
con piedra caliza y otros minerales que contienen Ca2+
, Mg2+
y el ión
hierro II (Fe2+
).
¿Qué contiene la sangre?
La sangre, es una mezcla compuesta por células
sanguíneas (glóbulos rojos, glóbulos blancos y
plaquetas) y por un líquido amarillento llamado
plasma. Aproximadamente, el 55% del volumen
sanguíneo corresponde al plasma y lo que resta,
el 45% a las células sanguíneas.
Con excepción de pocas sustancias como el
oxígeno que se traslada unido a la hemoglobina,
la mayoría de moléculas requeridas por las
células individuales, así como las sustancias de
desecho de estas células, se transportan en la
sangre disuelta en el plasma. Este componente
de la sangre está formado, aproximadamente,
en un 90% por agua (H2O), que actúa como un
solvente polar en el cual se encuentran disueltas
proteínas, gases y sales que poseen diferentes
funciones en el organismo, además de una gran
variedad de sustancias transportadas por la
sangre.
Gracias al transporte de estas sustancias en el plasma, los diferentes sistemas
del organismo realizan sus funciones. Por ejemplo, al transportar desechos
metabólicos como la urea, el sistema excretor la eliminará en los riñones
donde se produce un filtrado de la sangre que da origen a la orina, eliminandodel organismo la urea.
—
100
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SOLUCIONES
Química
El proceso espontáneo, por el cual las moléculas de solvente pasan a través de una membrana semipermeable
desde una solución de baja concentración, a una solución de mayor concentración, se conoce como ósmosis.
Si consideramos que una membrana semipermeable separa a dos líquidos de diferentes concentraciones,
solvente y solución respectivamente, en un tubo en U (Fig. 6A), el solvente se moverá a través de la membrana
hacia la solución, hasta alcanzar concentraciones iguales. En consecuencia, los niveles del líquido en los dos
lados se vuelven desiguales. En algún momento, la diferencia de presión causada por la diferencia en las alturas
del líquido en los dos lados, se hace tan grande que deja de haber un flujo neto de solvente (Fig. 6B). Como
alternativa, podríamos aplicar presión a uno de los lados del aparato (Fig. 6C), para detener el flujo neto de
solvente. La presión necesaria para evitar la ósmosis es la presión osmótica de la disolución.
Las grutas, cavernas o cuevas son el resultado de la disolución de la piedra caliza en el agua subterránea ácida.
El agua subterránea natural es, usualmente, ligeramente ácida debido a que disuelve el CO2 proveniente de la
atmósfera o del suelo. La siguiente ecuación representa el proceso de disolución y precipitación de la calcita
(CaCO3), contenida en la piedra caliza, en el agua subterránea:
Figura 6. Proceso de la ósmosis: A. Movimiento del solvente puro o de una solución de baja concentración hacia una de alta
concentración; B. el paso selectivo de las moléculas de solvente, provoca un aumento de volumen en la solución, y C. presión
aplicada para detener la ósmosis (presión osmótica).
INTEGRACIÓN CON… GEOLOGÍA
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SOLUCIONES
Química
El agua subterránea que contiene una alta concentración de iones calcio e iones bicarbonato, se filtra y gotea
en las paredes y el techo de la cueva (Fig. 7A). A medida va goteando, parte del CO2 disuelto escapa a la
atmósfera de la cueva causando que una cantidad de calcita precipite (se deposite) en el techo de la cueva
(formación de estalactitas). Cuando el agua cae al suelo, se genera más pérdida de CO2 y otra pequeña
cantidad de calcita precipita en el suelo de la cueva (formación de estalagmitas). Este tipo de rocas formadas
por precipitación se conocen como rocas de precipitación por goteo (Fig. 7B).
RESUMEN
Ión calcio Ión
bicarbonato
Creación de cuevas (disolución)
Creación de estalactitas y estalagmitas (precipitación)
Agua
subterránea
Calcita en
piedra caliza
Dióxido de
carbono
A B
Figura 7 . Cuevas formadas por la disolución de piedra caliza: A. El Capulin, Moncagua, departamento de San Miguel. En las paredes de
la cueva se puede observar los estratos que son disueltos por el agua subterránea para la formación de esta cueva. B. Estalactitas y
estalagmitas son observadas en el interior de la cueva El Espíritu Santo ubicada en Corinto, departamento de Morazán.
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SOLUCIONES
Química
Solución: Son mezclas homogéneas formadas por
dos o más especies químicas que no reaccionan
entre sí y cuyos componentes se encuentran en
una proporción variable.
Solución saturada: Es una solución en la cual no se
disolverá más cantidad de soluto a una presión y
temperatura dada.
Solubilidad: La máxima cantidad de una sustancia
que se puede disolver en una cantidad dada de
disolvente a una temperatura específica.
Soluto: Es el componente de la solución que se
encuentra en menor cantidad.
Solvente: Es el componente de una solución que se
encuentra en mayor cantidad.
Solvatación: Es el proceso mediante el cual las
moléculas de solvente rodean e interactúan con los
iones o moléculas de soluto.
Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte:
1.
Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Burdge, J. R. (2004) Química. La ciencia central . México: PearsonEducación.
2.
Chang, R.; Collegue, W. (2003). Química. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores S.A de C.V.
3.
IES Doña Jimena (s.f.) Disoluciones. Consultado en junio 2011 desde http://goo.gl/SK4Gt
4.
Mancilla, C., Blanco, E., Pérez, S., Castrejón, C., Rosas, T. (s.f.) Propiedades de las soluciones. Consultado en
junio 2011 desde http://goo.gl/jzlPM
5.
Whitten, K., Davis, R. E., Peck, M. L, Stanley, G. (2008) Chemistry . CENGAGE Learning.
103
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SOLUCIONES
Química
1.
La glucosa, uno de los componentes del azúcar,
es una sustancia sólida soluble en agua. La
disolución de glucosa en agua (suero glucosado)
se usa para alimentar a los enfermos cuando no
pueden comer.
En la etiqueta de una botella de suero de 500
mL aparece: “Disolución de glucosa en agua,
concentración 55 gramos por litro”. ¿Cuál es el
disolvente y cuál el soluto de esta solución?
2.
El aire posee cierta cantidad de vapor de agua
en su composición. Si tenemos un aire quecontiene 2 g de vapor de agua por litro de aire, y
si ésta no es la máxima cantidad posible de
vapor de agua que puede contener, podemos
afirmar de ella que se trata de una disolución:
a.
Líquido-gas diluida y no saturada.
b.
Gas-gas concentrada y no saturada.
c.
Líquido-gas concentrada y no saturada.
d.
Gas-gas diluida y no saturada.
3.
Indique el tipo de interacción soluto-disolventeque debería ser la más importante en cada una
de las soluciones siguientes:
a. Tetracloruro de carbono (CCl4) en benceno
(C6H6).
b. Cloruro de calcio (CaCl2) en agua.
c. Etanol (CH3CH2OH) en agua.
4.
El permanganato de potasio (KMnO4), tiene una
solubilidad de 6.4 gramos por cada 100 gramos
de agua a 20 °C. A partir de este dato respondalo siguiente: ¿qué indica el dato de solubilidad?
¿cómo prepararía una solución sobresaturada?
5.
¿Por qué a algunos peces les cuesta respirar en
el agua cuando esta se eleva la temperatura en
los meses de estación seca?
6.
¿Cuál de los siguientes esquemas representa
mejor la apariencia molecular de un compuesto
iónico disuelto en agua?
7.
Enseguida se muestran dos representaciones de
la molécula de glucosa y dos de la molécula de
agua. Explique por qué la glucosa es soluble en
agua.
Glucosa Agua
O
H H
ACTIVIDAD EVALUADORA
a)
b) c)
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¿POR QUÉ ES IMPORTANTE?
Los compuestos inorgánicos son parte de los rec
geológicos, de los objetos de uso diario, de mat
primas de uso industrial, parte de la estructuranimales y las plantas, otras cosas. En general
sustancias indispensables para los seres vivos.
DESCRIPCIÓN
Esta lección comienza definiendo a los compu
inorgánicos y sus propiedades; se clasifican lueg
acuerdo con la cantidad de elementos químicoslos conforman.
Finalmente, se estudia cómo nombrar los compu
binarios conociendo primero las reglas de los núm
de oxidación, sistemas de nomenclatura, finaliz
con la nomenclatura de las diferentes clases d
compuestos binarios.
Lección 9. COMPUESTOS INORGÁNICOS
CONTENIDOS
1. Propiedades de compuestos inorgánicos.
2. Clasificación de acuerdo a cantidad de elementos
que contienen.
3. Nomenclatura de compuestos binarios.
INDICADORES DE LOGRO
1. Usa las propiedades de los compuestos inorgánicos
para identificarlos de una manera cualitativa.
2. Clasifica los compuestos inorgánicos de acuerdo con
la cantidad de elementos que contienen.
3. Aplica las reglas de los números de oxidación para
determinar el estado de oxidación de un elementodentro de una formula química.
4. Escribe de manera correcta la fórmula química de
compuestos inorgánicos iónicos.
5. Utiliza los tres sistemas de nomenclatura para
nombrar compuestos binarios.
PALABRAS CLAVE
Compuestos inorgánicos, compuestos binarios, compuestos
ternarios, compuestos cuaternarios, nomenclatura química.
8/18/2019 Química III Ciclo
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COMPUESTOS INORGÁNICOS Química
1.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
INORGÁNICOS
os compuestos inorgánicos (Lección 6), son
asociaciones de átomos de distinta naturaleza
en proporciones fijas, en la cual, el carbono no
es el principal elemento. En estas sustancias, sus
propiedades o características variarán de acuerdo al
enlace que los forma (Lección 5).
Algunas de las propiedades con las cuales podemos
identificar de manera cualitativa a los compuestos
inorgánicos son:
El estado físico en el que se encuentran puede ser
sólido, líquido o gaseoso.
Presentan como enlace más frecuente el iónico.
Sus puntos de fusión y ebullición son altos.
La mayoría son inodoros.
Por lo general se disuelven en agua.
Son buenos conductores de electricidad.
Sus reacciones son rápidas.
Poseen bajos pesos fórmula o moleculares.
Por lo general no entran en combustión.
2. CLASIFICACIÓN
Los compuestos inorgánicos se pueden clasificar de
acuerdo con la cantidad de elementos químicos que
contienen, en binarios, ternarios y cuaternarios.
Los compuestos binarios resultan de la combinación
de dos elementos distintos. Estos pueden clasificarse
a su vez en:
1.
Iónicos: Son los compuestos que contienen un
metal y un no metal. Ejemplos comunes son la sal
de mesa (NaCl) y la cal (CaO). Otros ejemplos son
el mineral fluorita (CaF2) y el óxido férrico (Fe2O3).
Las estructuras de estos compuestos se pueden
observar en la figura 1.
2.
Moleculares: Están formados por dos elementos
no metálicos. Por ejemplo, el dióxido de carbono
(CO2) y el agua (H2O).
3. Ácidos: Son soluciones acuosas de sustancias que
contienen al elemento hidrógeno y un no metal,
por ejemplo el HCl, H2S, HBr, etc.
L
ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 30 minutos)
IDENTIFICANDO SUSTANCIAS QUE SON INORGÁNICAS
Materiales
Sal de mesa, azúcar, bicarbonato de sodio, alcohol, glicerina, vinagre, cal, agua, una cuchara de plástico, una probeta de 10 mL o un
recipiente medidor de volúmenes, siete vasos plásticos transparentes de 6 oz.; una cuchara de meta y fósforos o encendedor (sólo
manejados por los docentes).
Procedimiento
1. Pida al estudiantado que formen grupos de cuatro o cinco personas.
2. Tome una cucharada de sal con la cuchara de metal y trate de hacerla arder con los fósforos. Realice lo mismo con las otras
sustancias lavando antes la cuchara.
3. Proporcione a los estudiantes cada una de las sustancias sin identificación (sin nombre). Indique a los estudiantes que:
4. Coloquen, utilizando la cuchara de plástico, una cucharada de cada una de las sustancias sólidas en un vaso plástico y alrededor
de 20 mL de las sustancias líquidas. Lavar tanto la cuchara como la probeta cuando realicen la medición de una nueva sustancia.
5. Huelan cada sustancia llevando los vapores de éstos hacia su nariz con la mano (no permitir que los huelan directamente).
6. Agreguen agua en cada vaso hasta la mitad de éste y disolver la sustancia que contiene.
Pregúnteles: ¿cuáles sustancias son inorgánicas? ¿Por qué?
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COMPUESTOS INORGÁNICOS Química
Los compuestos ternarios son los conformados por tres elementos
diferentes. Se subdividen en:
1.
Iónicos: Conformados al menos por un metal y dos no metales.
Algunas sustancias de este tipo de compuesto son el fosfato de
calcio (Ca3(PO4)2) presente en huesos y dientes y sosa (Na2CO3).
2.
Ácidos: Son aquellas sustancias en solución acuosa conformadas
generalmente por el elemento hidrógeno, oxígeno y un no metal.
Por ejemplo, el ácido de baterías (H2SO4) y un ingrediente de
ciertas bebidas gaseosas, el ácido fosfórico (H3PO4). En algunas
ocasiones, están formados por hidrógeno, oxígeno, un metal de
transición y un no metal; un ejemplo de ello es el ácido crómico
(H2CrO4), usado en el cromado de metales.
Finalmente, los compuestos cuaternarios son los que contienen
cuatro elementos diferentes. Un ejemplo con el que posiblemente
está familiarizado es el bicarbonato de sodio (NaHCO3).
3. NOMENCLATURA DE COMPUESTOS BINARIOS
La Nomenclatura Química se ocupa de nombrar y de formular, de
forma sistemática, a las sustancias químicas. Los nombres asignados
están estrechamente relacionados con su composición, estructura y
clasificación. Dado que los átomos de los diferentes elementos,
cuando se combinan entre sí, no presentan la misma capacidad de
combinación, es necesario conocer el estado de oxidación de los
elementos que conforman al compuesto.
Números de oxidación
En la lección 2 aprendió que cada átomo de un compuesto se
caracteriza por un estado de oxidación, por los electrones ganados o
perdidos (totalmente en los compuestos iónicos o parcialmente en
los covalentes) con respecto al átomo aislado. El número que indica
este estado se llama número de oxidación del elemento en dicho
compuesto.
Para asignar el número de oxidación a cada átomo en una especie
química, se emplea un conjunto de reglas, que se pueden resumir
del modo siguiente:
Figura 1. Ejemplos de compuestos binarios
iónicos. De arriba abajo: sal, cal, fluorita y
óxido férrico.
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COMPUESTOS INORGÁNICOS Química
1.
El número de oxidación de todos los elementos
libres es cero, en cualquiera de las formas en que
se presenten: Ca, He, N2, P4, etc. Esto sucede
porque los elementos químicos en su estado libre
no están combinados y en moléculas con átomos
iguales, N2, H2, etc., los electrones del enlace están
compartidos equitativamente y no puede asignar
a ninguno de los átomos una carga.
2.
El número de oxidación de cualquier ión mono
atómico es igual a su carga eléctrica. Así, para S2-,
Cl-, Na+, K+ y Zn2+ son, respectivamente, -2, -1, 0,
+1 y +2, que coinciden con sus respectivas cargas
eléctricas.
3.
El número de oxidación del H en sus compuestos
es +1, excepto cuando se combina con metales,
que es -1. En este caso, el hidrógeno cuando se
combina intenta adquirir la configuración del helio
(regla del dueto); haciéndolo de dos maneras, de
acuerdo al tipo de elemento con el que se
combina. Cuando es un no metal, estos poseen
mayor electronegatividad (Lección 5), dándose un
enlace covalente en el cual el hidrógeno adquiere
una carga parcial de +1. Cuando se combina con
un metal, se da un enlace iónico y es el metal
quien transfiere un electrón al hidrógeno dándole
una carga de –1 (Na+ H-).
4. El número de oxidación del O en sus compuestos
es -2, excepto en los peróxidos, que es -1.
5.
El número de oxidación de los metales alcalinos es
siempre +1 (por ejemplo, K+), debido a que para
completar su octeto (Lección 2), deben perder el
electrón que poseen en su capa de valencia.
6.
El número de oxidación de los metales que son
alcalinotérreos es siempre +2 (por ejemplo Ca+2).
Al igual que los elementos del grupo I, los metales
alcalinotérreos para adquirir configuración de gas
noble deben perder electrones; en este caso, los 2
que contienen en su capa de valencia, lo que hace
que adquieran una carga de +2.
7.
El número de oxidación del F en sus compuestos
es siempre -1. No obstante, para los demás
halógenos varía desde ±1 a +7, siendo positivo
−
PROBLEMA 1
Resuelva, solicitando la participación de sus
estudiantes, los siguientes ejercicios:
1. Calcular el estado de oxidación del carbonoen el compuesto dióxido de carbono
CO2
Paso 1: -2 (número de oxidación del O)
Paso 2: 2(-2) = -4
Paso 3: C + (-4) = 0
C = +4
Estado de oxidación del C: +4
2. Calcular el estado de oxidación del azufre en
el ácido sulfúricoH2SO4
Paso 1: +1 (número de oxidación del H) y -2
(número de oxidación del O)
Paso 2: 2(+1) = +2
4(-2) = -8
Paso 3: +2 + S + (-8) =0
S = -2 + (+8)
Estado de oxidación del S: +6
3. Calcular el estado de oxidación del Mn en elión permanganato
Paso 1: -2 (número de oxidación del oxígeno)
Paso 2: 4(-2) = -8
Paso 3: Mn + (-8) = -1
Mn = +8 + (-1)
Estado de oxidación del Mn: +7
4. Calcular el estado de oxidación del azufre en
el trióxido de azufre:SO3
Paso 1: -2 (número de oxidación del O)
Paso 2: 3(-2) = -6
Paso 3: S + (-6) =0
S = +6
Estado de oxidación del S: +6
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COMPUESTOS INORGÁNICOS Química
cuando se combina con el oxígeno o con otro
halógeno más electronegativo.
8.
La suma algebraica de los números de oxidación
de los átomos de una molécula es cero y, si se
trata de un ión, será igual a la carga del ión.
Con los pasos que a continuación se presentan,
puede determinar el estado de oxidación de un
elemento en una formula química:
Paso 1: Escribir el número de oxidación que se
conozca.
Paso 2: Multiplicar cada número de oxidación por
el número de átomos del elemento químico en el
compuesto.
Paso 3: Escribir una ecuación que indique la suma
de los números de oxidación en el compuesto.
Escritura de fórmulas químicas
Al escribir las fórmulas químicas de compuestos
iónicos, los cationes (metales) se escriben primero
y los aniones (no metales) al final. Si los iones de la
sustancia tienen la misma carga, la fórmula
contiene un átomo de cada ión:
Na+ y Cl- se combinan para formar NaCl
Na+ Cl- = NaCl
Mg2+ y S2- se combinan para formar MgS
Mg2+ S2- = MgS
Cu+ y OH- se combinan para formar CuOH
Cu+ (OH)- = CuOH
Por otro lado, si las cargas no son iguales, se deben
equilibrar las cargas positivas y las negativas utilizando la regla de cruz. En esta regla, se cruza la
carga de cada ión para escribir el número de
átomos de cada elemento químico que contendrá
la fórmula del compuesto. Así, la carga de un ión
pasa a ser el subíndice del otro ión. Por ejemplo:
Ca2+ y Cl- se combinan para formar CaCl2
Ca2+ Cl- = CaCl2
Al3+ y O2- se combinan para formar Na2O
Al3+ O2- = Al2O3
H+ y − se combinan para formar H3PO4
H+ (PO4)3- = H3PO4
Sistemas de nomenclatura
Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para poder
nombrar compuestos químicos inorgánicos:
1.
Nomenclatura sistemática. Para nombrar de
este modo se usan prefijos numéricos, excepto
para indicar que el primer elemento de la
fórmula sólo aparece una vez (mono) o cuando
no puede haber confusión posible debido a que
tenga una única valencia (Tabla 1).
¿El polvo de hornear también apaga el fuego?
El bicarbonato de sodio (NaHCO3), se usa principalmente
en la repostería como polvo de hornear, donde reacciona
con otros componentes para liberar CO2, ayudando a la
masa a elevarse, dándole sabor y volumen. Los
compuestos ácidos que inducen esta reacción incluyen
bitartrato de potasio (KC4H5O6, también conocido como
crema de tártaro), jugo de limón, yogur, ácido acético
(C2H4O2). Este mismo compuesto que conforma al polvode hornear se encuentra en algunos extintores de fuego,
ya que puede ayudar en el manejo inicial de incendios
eléctricos o por grasa en la cocina, ya que cuando el
NaHCO3 se calienta, emite CO2, lo que ayuda a apagar las
llamas; es decir, que el CO2 proveniente del NaHCO3 que
ayuda a darle volumen a la repostería también puede
ayudar a extinguir el fuego.
109
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COMPUESTOS INORGÁNICOS Química
Tabla 1. Prefijos griegos utilizados en la nomenclatura
sistemática
Prefijos Número
mono- 1
di- 2
tri- 3
tetra- 4penta- 5
hexa- 6
hepta- 7
octa- 8
nona- (o eneá) 9
deca- 10
2. Nomenclatura stock o IUPAC : En este caso,
cuando el elemento que forma el compuesto
tiene más de una valencia, se indica en númerosromanos al final y entre paréntesis.
Normalmente, a menos que se haya simplificado la
fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del
otro átomo.
3.
Nomenclatura tradicional : Aquí se indica la
valencia del elemento que forma el compuesto
con una serie de prefijos y sufijos. En adelante,
cuando sólo tiene una valencia se usa el sufijo
-ico, cuando tiene dos valencias diferentes se
usan (de menor a mayor valencia): -oso e -ico. Si
tiene tres distintas valencias se usan (de menor
a mayor):
Prefijo Sufijo
hipo- -oso
-oso
-ico
Y cuando tiene cuatro se utilizan (de menor a
mayor):
Prefijo Sufijo
hipo- -oso
-oso
-ico
per- -ico
ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 30 minutos)
BLOQUES INORGÁNICOS
Materiales
Cuatro bloques de cartulina o cartoncillo de una, dos y tres entradas (como el de la derecha) y cuatrobloques de uno, dos y tres puntas (como el de l como el de l
Procedimiento
Tomando en cuenta las reglas de oxidación indique a los estudiantes que:
1. Los bloques de una punta representan elementos con estado de oxidación +1 (metales alcalinos), los de 2, con estado de
oxidación +2 (alcalino térreos) y los de 3, iones boro y aluminio. Escribir estas cargas sobre cada bloque, según corresponda.
2. Los bloques de una entrada a los elementos con estado de oxidación -1 (halógenos), los de 2 elementos con estado de
oxidación -2 (grupo 16) y los de 3 iones fósforo y arsénico. Escribir estas cargas sobre cada bloque, según corresponda.
3. Formen las siguientes combinaciones: litio con flúor, calcio y azufre, boro y fósforo, potasio y oxígeno, aluminio y bromo;
sodio, estroncio y arsénico, hidrógeno y yodo, bario y cloro, aluminio y azufre.
4. Traten de que las piezas queden bien unidas y que no quede ni un espacio sin pieza a la que se acople.
5. Escriba las fórmulas de los compuestos que formaron.
Pregunte al estudiantado:
110
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COMPUESTOS INORGÁNICOS Química
Nomenclatura de compuestos binarios
Para nombrar, clasificar y escribir los compuestos químicos correctamente, se utilizan los sistemas de normas y
reglas arriba descritos. A continuación, se presenta cómo nombrar a los compuestos binarios de acuerdo con
familias o grupos.
Hidruros
Hidruros metálicos. Son compuestos binarios formados por hidrógeno con un metal. Se nombran con la
palabra hidruro. Su fórmula general es MHx (x=valencia del metal) La nomenclatura stock es la más
frecuente:
EjemploNomenclatura
sistemática
Nomenclatura
IUPAC
Nomenclatura
tradicional
KHmonohidruro de
potasio
hidruro de
potasiohidruro potásico
NiH3 trihidruro de níquelhidruro de
níquel (III)hidruro niquélico
PbH4
tetrahidruro de
plomo
hidruro de
plomo (IV)hidruro plúmbico
Hidruros no metálicos. Son aquellos compuestos binarios constituidos por hidrógeno y un no metal. El
hidrógeno siempre usa valencia 1-. Hay varios de ellos que tienen nombres especiales mucho más usados
que los sistemáticos:
HidrácidosSon aquellos hidruros no metálicos que forman disolución ácida en agua, se nombran de forma diferente según
si están disueltos o en estado puro. Son los formados con S, Se, Te, F, Cl, Br, I. Si están puros se nombran de la
forma -uro de hidrógeno y si están disueltos ácido -hídrico.
Ejemplo Nombre más usado
NH3 amoníaco o trihidruro de nitrógeno
PH3 fosfina o trihidruro de fósforo
BH3 borano o trihidruro de bario
AsH3 arsina o trihidruro de arsénico
SbH3 estibina o trihidruro de antimonio
CH4 metano o tetrahidruro de carbono
SiH4 silano o tetrahidruro de silicio
H2O agua o dihidruro de oxígeno
111
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COMPUESTOS INORGÁNICOS Química
Óxidos
Óxidos básicos. Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal. Su fórmula general es
M2Ox, y si la valencia del metal es par, se simplifica. La nomenclatura stock es la más frecuente.
Ejemplo Nomenclatura sistemática Nomenclatura IUPAC Nomenclatura tradicional
K2O monóxido de dipotasio óxido de potasio óxido potásico
Fe2O3 trióxido de dihierro óxido de hierro (III) óxido férricoFe3O4 tetraóxido de trihierro óxido de dihierro (III) e hierro (II) óxido ferroso diférrico
SnO2 dióxido de estaño óxido de estaño (IV) óxido estánnico
En algunos óxidos llamados óxidos dobles (Fe3O4, Pb3O4), los átomos del elemento que forma el óxido tienen
diferente valencia (FeIIFeIII2O4=Fe3O4).
Óxidos ácidos o anhídridos. Son aquellos formados por la combinación del oxígeno con un no metal. Su
fórmula general es N2Ox (N es el no metal), si se puede se simplifica. En este caso, la nomenclatura
tradicional emplea la palabra anhídrido en lugar de óxido a excepción de un par de óxidos de nitrógeno
como se muestran más adelante. La nomenclatura sistemática es la más frecuente.
EjemploNomenclatura
sistemáticaNomenclatura IUPAC Nomenclatura tradicional
F2O monóxido de diflúor óxido de flúoranhídrido hipofluoroso (excepción de la norma general de la
nomenclatura tradicional)
SO3 trióxido de azufre óxido de azufre (VI) anhídrido sulfúrico
Cl2O7 heptóxido de dicloro óxido de cloro (VII) anhídrido perclórico
En el caso de los óxidos de nitrógeno, la nomenclatura tradicional es peculiar:
Sales binarias
Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de los hidrácidos por un metal. También hay otros no metales que
forman sales iónicas como el boro, el silicio y el nitrógeno. Su nombre empieza por el no metal terminado en
-uro. La nomenclatura stock es la más frecuente.
Ejemplo En estado puro En disolución
HF fluoruro de hidrógeno ácido fluorhídrico
HCl cloruro de hidrógeno ácido clorhídrico
HBr bromuro de hidrógeno ácido bromhídrico
HI yoduro de hidrógeno ácido yodhídrico
H2S sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídrico
H2Se seleniuro de hidrógeno ácido selenhídrico
H2Te telururo de hidrógeno ácido telurhídrico
N2O óxido nitroso
NO óxido nítrico
N2O3 anhídrido nitroso
NO2 peróxido de nitrógeno
N2O5 anhídrido nítrico
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COMPUESTOS INORGÁNICOS Química
Ejemplo Nomenclatura sistemática Nomenclatura stock Nomenclatura tradicional
CaF2 difluoruro de calcio fluoruro cálcico
FeCl3 tricloruro de hierro cloruro de hierro (III) cloruro férrico
CoS monosulfuro de cobalto sulfuro de cobalto (II) sulfuro cobáltico
Peróxidos. Son aquellos compuestos binarios que contienen el Grupo peroxo (-O-O-), es decir, O22-
. Senombran con la palabra peróxido tanto en nomenclatura stock como en la tradicional, la sistemática sigue la
regla general de los prefijos numéricos. Se los suele reconocer en la fórmula en que aparentemente el
oxígeno sólo tiene valencia 1. El grupo peróxido no se simplifica si de esta forma sólo apareciese un átomo
de oxígeno en la fórmula, como ocurre en el agua oxigenada, que también es un nombre especial que no
sigue las reglas normales de la nomenclatura tradicional.
Ejemplo Nomenclatura
H2O2 peróxido de hidrógeno
CaO2 peróxido de calcio o cálcico
ZnO2 peróxido de zinc
Superóxidos. También llamados hiperóxidos, son compuestos binarios que contienen el grupo superóxido
O2-. Aparentemente el oxígeno (que siempre tiene número de oxidación 2) tiene como número de oxidación
-½. Se nombra como los peróxidos tan sólo cambiando peróxido por superóxido o hiperóxido.
Ejemplo Nomenclatura
KO2 superóxido o hiperóxido de potasio
CaO4 ó Ca(O2)2 superóxido de calcio
CdO4 superóxido de cadmio
PROBLEMA 2.
Complete la siguiente tabla escribiendo las fórmulas de los compuestos que se forman al combinar los
diferentes iones o escribiendo los iones a partir de la fórmula según corresponda, y escriba el nombre de los
compuestos de acuerdo con la nomenclatura stock.
F- O2- Nombre del compuesto
Cu2+ CuF2
Cr+3 Cr2O3
ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 15 minutos)
NOMENCLATURA QUÍMICA
Materiales
Cuadernos de apuntes y lápiz.
Procedimiento
Indique a sus estudiantes que nombren por los tres sistemas de nomenclatura los compuestos que formó en la Actividad 2.
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COMPUESTOS INORGÁNICOS Química
¿Cómo se forma y se desgasta el suelo?
El suelo es una capa delgada que cubre la superficie terrestre y constituye el medio de sustento y sujeción para
los vegetales. Está formado por materiales obtenidos tras un proceso de alteración de la roca madre
(componentes inorgánicos) y por las sustancias procedentes de la descomposición de la materia orgánica
(componentes orgánicos). Las etapas de formación de un suelo (Fig. 3), en general, son las siguientes:
La fracción mineral del suelo deriva directamente de material original y está constituida por fragmentos de
este, unidos a sus productos de transformación, generados en el propio suelo. Este conjunto de componentes
representa lo que podría denominarse el esqueleto mineral del suelo y entre estos componentes sólidos se
destacan: silicatos, arcillas, óxidos e hidróxidos de hierro y aluminio, carbonatos, sulfatos, cloruros y nitratos.
En general, los suelos se componen de silicatos con complejidades que varían desde la del sencillo óxido de
silicio (cuarzo, SiO2) hasta la de los silicatos de aluminio hidratados, muy complejos, encontrados en los suelos
arcillosos. Los elementos del suelo más importantes para la nutrición de las plantas incluyen el fósforo, el
azufre, el nitrógeno, el calcio, el hierro y el magnesio.
Algunos de estos minerales se descomponen hasta llegar a formar partículas extremadamente pequeñas. Las
reacciones químicas que ocurren reducen el tamaño de estas partículas hasta que no se pueden ver a simple
vista. Las partículas más pequeñas se llaman coloides y actúan como sustancias amortiguadoras, adsorben
metabolitos tóxicos y antibióticos, inmovilizan cationes orgánicos, protegen físicamente a microorganismos
(hábitat), adsorben los elementos nutritivos, constituyen el cemento de los agregados más o menos gruesos
(naturaleza física), confieren al suelo su estructura de la cual, van a depender sus relaciones con el aire y con el
agua y confieren al suelo sus propiedades de elasticidad, plasticidad, consistencia. Los coloides son los
responsables de la reactividad química del suelo y su uso.
INTEGRACIÓN CON… GEOLOGÍA
Figura 3. Etapas de formación del suelo con respecto al tiempo.
114
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COMPUESTOS INORGÁNICOS Química
Los minerales del suelo en forma coloidal, poseen cargas negativas con las que atraen los cationes que
adsorben sobre la superficie (Fig. 4). Estos cationes son esenciales para la nutrición de las plantas. Las plantas
liberan iones hidronio de sus raíces ocurriendo el fenómeno conocido como “intercambio catiónico”, donde los
iones hidronio reemplazan a los cationes adheridos al coloide, pasando éstos al interior de la planta donde son
utilizados ya sea como parte estructural de la planta o en su metabolismo.
En contraste, la meteorización o desgaste es la descomposición y la desintegración de rocas y minerales en la
superficie de la tierra. Este proceso implica poco o ningún movimiento de las rocas descompuestas y minerales,
por lo que este material se acumula. La erosión es la eliminación del degradado de rocas y minerales por
movimiento agua, viento, glaciares y gravedad. Luego de que los fragmentos de rocas y minerales han sido
erosionados de su lugar de origen, pueden ser transportados por los mismos agentes de erosión para que de
forma eventual puedan ser depositados.
Estos procesos de desgaste, erosión, transporte y sedimentación, son los responsables de modificar la
superficie terrestre; siendo transformaciones naturales que afectan sus propiedades y capacidad de uso, por lo
que hay que realizar un adecuado manejo de éste para conservarlo. En nuestro país tenemos un problema
grave de erosión y pérdida de suelos cultivables, debido a la alta deforestación. Con el aumento de lluvias
debido al Cambio Climático, se ha empeorado la situación, perdiendo cada vez más los suelos que pueden ser
utilizados para la agricultura, colocando al país cada vez más en riesgo de una crisis alimentaria.
Figura 4. Intercambio catiónico entre la raíz y los coloides del suelo.
´
115
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COMPUESTOS INORGÁNICOS Química
RESUMEN
Compuesto inorgánico: Cualquier sustancia en la
cual dos o más elementos, distintos de carbono, se
combinan casi siempre en proporciones definidas.Existen excepciones de algunos compuestos que
contienen carbono, pero carecen de enlaces C-C
(por ejemplo, carbonatos, cianuros).
Compuesto binario: Constituidos por átomos de
dos elementos distintos unidos entre sí mediante
algún tipo de enlace.
Compuesto ternario: Son las sustancias químicas
formadas por tres clases distintas de átomos.
Compuesto cuaternario: Son aquellos compuestos
formados por cuatro tipos de elementos diferentes.
Nomenclatura química: Sistema de normas y reglas
utilizado para nombrar, clasificar y poder escribir
los compuestos químicos correctamente.
Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte:
1.
Corwin, Charles. Introductory Chemistry: Concepts and Critical Thinking. Pearson Education.2.
Grimaldi, D., Gutiérrez, X. (2007) CUADERNO DE APUNTES: QUÍMICA INORGÁNICA Nivel IV . Programa
Jóvenes Talentos.
3.
Katz, David, Formula writing and nomenclature of inorganic compounds, Consultado en julio 2011 desde
http://goo.gl/WZxw4
4.
Whitten, K., Davis, R. E., Peck, M.L., Stanley, G. (2008). Chemistry. CENGAGE Learning.
116
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COMPUESTOS INORGÁNICOS Química
1. Determina el número de oxidación para el elemento subrayado en cada una de las siguientes fórmulas:
a.
BaCO3
b.
PCl5
c.
K2Cr2O7 d.
ClO4-
2.
Escriba las fórmulas de los compuestos que se forman al combinar los diferentes iones de la tabla
Br- O-2 NO3- PO4
-3 CO3-2
K+
Mg+2
3.
Clasifica los siguientes compuestos como binario, terciario o cuaternario:
4.
Indica qué tipo de compuesto binario es cada una de las siguientes sustancias de acuerdo con su fórmula
química:
a.
PBr3 b. COc. AsF3 d. PH3
5.
Completa la siguiente tabla:
Fórmula N. sistemática N. stock N. tradicional
AuH3
Na2O
Hidruro de plomo (II)
Monóxido de diflúor
Cloruro férrico
KBr
ACTIVIDAD EVALUADORA
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Lección 10. COMPUESTOS ORGÁNICOS
CONTENIDOS
1.
Hibridación del átomo de carbono.
2. Características generales de los compuestos
orgánicos.
3.
Estereoquímica.
4.
Hidrocarburos.
5.
Grupos funcionales.
6.
Biomoléculas.
INDICADORES DE LOGRO
1.
Reconoce las diferentes hibridaciones del átomo de
carbono de acuerdo con los enlaces que posee.
2.
Reconoce las características generales de los
compuestos orgánicos y las usa para reconocerlos.
3.
Construye modelos moleculares e identifica si la
sustancia es quiral o aquiral.4. Clasifica los hidrocarburos en alcanos, alquenos,
alquinos o aromáticos.
5.
Identifica los grupos funcionales en una molécula
orgánica y conoce las propiedades que le confiere.
6.
Describe la composición y las funciones de las
biomoléculas.
PALABRAS CLAVE
Hibridación, enlace sigma, enlace pi, aquiral, quiral,
hidrocarburos, grupos funcionales, proteínas, lípidos,
carbohidratos, ácidos nucleicos.
¿POR QUÉ ES IMPORTANTE?
Los compuestos orgánicos son los constituye
principales de los productos que consumimos a d
tanto naturales (azúcares, lípidos, etc.), como
productos sintéticos (plásticos, insecticidas,
Además, los compuestos orgánicos forman parte
composición de los organismos vivos con funci
relevantes como el ADN y las enzimas.
DESCRIPCIÓN
La lección comienza explicando las hibridaciones
adquiere el carbono para poder enlazarse y form
gran diversidad de compuestos orgánicos existe
Luego, se enumeran las características generale
estos compuestos y se instruye en el estudio de e
moléculas en tres dimensiones. Se continúa co
clasificación de los compuestos orgánicos y los gr
funcionales que pueden poseer para finalizar co
reconocimiento de estos grupos en las biomolécul
8/18/2019 Química III Ciclo
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
1.
HIBRIDACIÓN DEL ÁTOMO DE CARBONO
omo estudió en las lecciones 2 y 3, los átomos
tienden a perder, ganar o compartir sus
electrones de valencia de tal manera que
cada uno obtiene un total de 8 electrones en su nivel
energético más exterior, para alcanzar la estructura
electrónica de gas noble (regla del octeto).
En el caso del carburo de titanio (TiC), el carbono
gana los 4 electrones que el titanio pierde, es decir,
que el titanio le transfiere para formar el compuesto
químico utilizado en la fabricación de maquinarias y
herramientas (Fig. 1).
Figura 1. Materiales, repuestos automotrices o ambos, hechos
de TiC.
Pida a sus estudiantes que dibujen el diagrama deorbitales de estos dos átomos en su cuaderno y
subrayen con el marcador la capa de valencia. Una
vez que realizaron los diagramas pregunte ¿cuántos
electrones de valencia tiene el Ti y el C? ¿Cuántos
electrones necesitan cada uno para completar su
octeto? ¿Qué tipo de enlace forma el TiC?
Después, indíqueles que escriban los esquemas de
formación de iones según corresponda y pregúnteles
¿por qué son 4 electrones los que el titanio transfiere
al carbono? Luego, proponga un nuevo caso, el del
metano (CH4). Para ello solicite a estudiantes pasen
hacia al frente para simular ser esta molécula.
Un estudiante se ubicará al centro para simular ser el
átomo de carbono y los demás serán los hidrógenos.
Indíqueles que intenten formar la estructura del
metano si cada uno de sus brazos es un electrón que
ayuda a formar un enlace. Posteriormente plantee
las siguientes interrogantes ¿cómo podrían formar la
molécula del metano si sólo tienen dos brazos? ¿Qué
tipo de enlace posee el metano (CH4 )? ¿Cómo forma
el carbono este enlace?
Pida que recuerden los electrones de valencia del
carbono que subrayaron en el diagrama de orbitales,
que intenten explicar cómo completaría su octeto el
carbono utilizando esos 4 electrones para enlazarse
con 4 hidrógenos y que dibujen en su cuaderno la
estructura de Lewis para este compuesto (Fig. 2).
A continuación pregunte ¿de qué manera se llegó a
ese arreglo con la estructura de Lewis, si el orbital 2s
ya tiene 2 electrones? ¿Cómo se enlazan los orbitales
del carbono con cada hidrógeno?
Figura 2. Representaciones del enlace C-H en el metano. A la
izquierda la estructura de Lewis del metano y a la derecha su
representación mediante líneas.
C
ACTIVIDAD 1.
A medida desarrolla el contenido, llevará a cabo ésta actividad con los estudiantes. Para ello puede formar grupos de cuatro
integrantes al inicio de la clase.
Materiales: Cinco bolas pequeñas de durapax pintadas de negro, 12 bolitas de durapax sin pintar, cartoncillo, palillos de dientes,
transportador, tabla periódica, cuaderno de apuntes, marcador rojo y lápiz.
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
Hibridación sp3
Al formar el metano, el carbono utiliza los orbitales
2s y 2p para traslaparlos con el orbital 1s de cada
hidrógeno. Sin embargo, esto no es posible realizarlo
con los orbitales en su estado puro.
Para generar esta molécula, lo que sucede es que los
orbitales del átomo de carbono se combinan para
crear nuevos orbitales llamados orbitales híbridos
mediante un proceso llamado hibridación. En esta
hibridación, se combinan el orbital 2s con los tres
orbitales 2p, mediante la promoción de un electrón
del orbital 2s hacia el orbital vacío 2pz.
Este proceso produce 4 orbitales nuevos llamados
orbitales sp3 que poseen el mismo nivel de energía y
un electrón cada uno (Fig. 3). Al poseer 4 orbitales, el
carbono ahora sí es capaz de enlazarse con los
cuatro hidrógenos por un enlace covalente simple
(Lección 3). A cada uno de estos enlaces simples se le
llama enlace sigma (enlace σ).
Pida a sus estudiantes que utilizando una bola de
durapax negra (átomo de carbono), cuatro blancas
(átomos de hidrógeno) y palillos de dientes, puedan
realizar una estructura tridimensional de la molécula
de metano (modelo molecular).
Pregúnteles ¿por qué creen que el ángulo entre los
enlaces de la estructura que hicieron es la mejor?
¿Cuál sería el ángulo de enlace que permita a los
electrones estén lo más separados posible?
Teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones de
la Capa de Valencia (RPECV)
Una forma de explicar los ángulos de enlace es
mediante la RPECV, la cual indica que los pares de
electrones de los enlaces, se repelen unos a otros,
así como los electrones y pares solitarios que se
hallen alrededor del átomo central; generalmente
están separados formando un ángulo lo más grande
posible.
Retomando el caso del carbono cuando se enlaza
con cuatro átomos, un ángulo de 109.5° es la mayor
separación posible de los cuatro pares de electrones
contenidos en los enlaces sigma, crenado estructuras
tetraédricas. Así, el metano tendrá ángulos de enlace
de 109.5° (Fig. 4).
Figura 3. Esquemas de hibridación sp3 del carbono. Arriba, proceso de hibridación de los orbitales puros para formar los orbitales sp
3.
Abajo, representación de la promoción del electrón del subnivel 2s al 2p.
Estado de transición
Orbitales sp3
Estado basal Estado hibridado
E n e r g í a
+ + +
Orbitales sp3
Orbitales puros
Pz p
y
px s
120
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
Una vez aclarado el ángulo de enlace, sus estudiantes pueden corregir su modelo molecular e intentar aplicar
un proceso similar para el etileno que posee la fórmula C2H4, tomando en cuenta la teoría RPECV y pregunte¿cómo están unidos los átomos entre sí, es decir, qué átomo va enlazado con cuál? ¿Cada carbono tendrá
siempre cuatro enlaces?
Hibridación sp2
La combinación de un orbital s con dos orbitales p da un conjunto de tres orbitales híbridos sp2 (Fig. 5). Los
ángulos de enlace asociados a esta disposición son aproximadamente de 120°. El orbital p puro que sobra es
perpendicular al plano que forman los tres orbitales híbridos.
Figura 5. Esquemas de hibridación sp2 del carbono. Arriba se representa la combinación de los orbitales para formar los orbitales
híbridos sp2 y, abajo, el proceso que conduce a este tipo de hibridación.
Entonces, en la molécula del etileno, cada carbono debe tener tres enlaces sigma formados por orbitales
híbridos sp2 con una geometría trigonal que se enlazan a los hidrógenos y a un carbono (Fig. 6). El orbital p puro
sin hibridar será perpendicular a estos orbitales híbridos sp2 y paralelo al orbital p puro sin hibridar del segundo
átomo de carbono.
Figura 4. Diferentes representaciones del metano
(realizadas con orbitales sólidos y con límites porrazones didácticas). El metano tiene geometría
tetraédrica, al usar cuatro orbitales híbridos sp3
que forman enlaces sigma con los cuatro átomos
de hidrógeno.
Enlace
C-H
+ + +
pz Orbitales sp2
pypxs
E
e r
í
Estado basal Estado de transición Estado hibridado
2s
2px 2py 2
2s
2px
2py
2pz
Orbital p puroOrbitales sp2
121
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
El solapamiento de estos dos orbitales p produce un enlace pi (π, enlace doble) que se encuentra situado por
encima y por debajo del enlace sigma (Fig. 6).
Figura 6. Representaciones del eteno o etileno (C2H4). En este compuesto, los átomos de carbono poseen una hibridación sp 2, con
ángulos de enlace trigonales de aproximadamente 120°.
Sugiera a los estudiantes elaborar el orbital p puro de cada carbono con el cartoncillo para completar, corregir
o ambos, su modelo del etileno. Teniendo en cuenta lo aprendido hasta el momento, propóngales realizar un
tercer modelo con la molécula de acetileno (C2H2).
Hibridación sp
La adición de un orbital s y un orbital p da lugar a dos orbitales híbridos sp (Fig. 7), con ángulos de enlace de
180°.
Figura 7 . Esquemas de hibridación sp del carbono, representados mediante la combinación de orbitales (arriba) y por diagrama de
orbitales que denotan los estados que se dan durante este proceso (abajo).
En el acetileno, cada carbono tiene dos enlaces sigma formados por su orbital híbrido sp en una geometría
lineal, unidos, cada uno, a un átomo de hidrógeno y al segundo carbono. Los dos orbitales p puros sin hibridar
de los átomos de carbono, son perpendiculares a su orbital híbrido sp y son paralelos a los orbitales p puros sin
hibridar del segundo carbono.
E
e r
í
+
pxs
+ +
pz Orbitales sp
py
2s
2px 2py 2pz
2s
2px 2py 2pz
Orbitales p purosOrbitales sp
Estado basal Estado de transición Estado hibridado
Enlace C-C
Mitad
enlace
Enlace
Enlace
122
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
Por ejemplo, el alcohol etílico o etanol y el éter
dimetílico tienen la misma fórmula (C2H6O),
pero el alcohol etílico es un líquido presente en
bebidas alcohólicas y el éter dimetílico es un gas
utilizado como anestésico (Tabla 1).
Tabla 1. Diferencias estructurales entre el alcohol etílico y el
éter dimetílico
Nombre Alcohol etílico Éter dimetílico
Fórmulamolecular
C2H6O C2H6O
Fórmulasemi-
desarrolladaCH3CH2OH CH3OCH3
Fórmulaestructural
desarrollada(2D)
Estructuralineal
Estructura3D
b. Estereoisómeros: son isómeros que solo se
diferencian en la orientación de sus átomos en
el espacio. No obstante, sus átomos están
enlazados en el mismo orden. Ejemplos de este
tipo de isómeros se estudiarán en la siguiente
sección.
3.
ESTEREOQUÍMICA DEL CARBONO
La estereoquímica es el estudio de las moléculas en
tres dimensiones (3D), es decir, el estudio del arreglo
espacial de los átomos en las moléculas.
Quiralidad y enantiomería
Todos los objetos tienen imagen especular en un
espejo. Para algunos objetos esta imagen especular
es idéntica y puede ser superpuesta, como en el caso
de un vaso o un bote.
Otros objetos como las tijeras y las mano (Fig. 9),
poseen imágenes especulares diferentes a la del
objeto original (no son idénticos), y por lo tanto, no
son superponibles.
Figura 9. Ejemplo de imágenes especulares no superponibles.
ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 30 minutos)
IMÁGENES SUPERPONIBLES
Materiales
Un espejo pequeño, un vaso, un par de tijeras, una cuchara,un frasco pequeño de plástico y cinco rectángulos de cartulina
con dimensiones 20 x 10 cm.
Procedimiento
Indíqueles que
1.
Formen grupos de cuatro o cinco integrantes.
2.
Un estudiante sostenga el espejo y otro coloque su mano
izquierda de manera perpendicular frente al espejo, como
en la figura de abajo. Observen la imagen de la mano en el
espejo y la dibujen en uno de los rectángulos de cartulina.
3. Sin cambiar de posición la mano (sin voltearla), comparen
si su imagen es idéntica o no.4.
Coloquen el dibujo que realizaron sobre la mano sin
voltearla.
5. Realicen los pasos 1 al 5 con los objetos de los materiales.
Pregúnteles:
¿Qué objetos son superponibles (puesto encima del otro y que
sean idénticos) con sus imágenes y cuáles no?
124
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
Cualquier objeto no superponible con su imagen
especular posee la propiedad de ser quiral y los que
son superponibles con su imagen especular son
llamados aquirales o no quirales.
Al igual que los objetos, las moléculas pueden ser
quirales o aquirales y son considerados que dos
moléculas son superponibles si se pueden poner por
encima de la otra y la posición tridimensional de
cada átomo de la molécula coincide con el átomo
equivalente de la otra molécula.
Para comprender mejor, observe los ejemplos de la
figura 10, que son moléculas similares al CH4 en las
cuales se han sustituido hidrógenos por algún otro
átomo o grupo de átomos. Las moléculas que son
imágenes especulares no superponibles se conocen
como enantiómeros.
Centros quirales
Lo más frecuente (pero no lo único) que conduce a la
quiralidad es que un átomo de carbono se encuentre
enlazado a cuatro grupos diferentes. Este se llama
átomo de carbono asimétrico o átomo de carbono
quiral .
Un átomo de carbono asimétrico es ejemplo de un
centro quiral , que es cualquier átomo que soporta
varios ligandos (grupos de átomos o átomos) en una
disposición tal que tiene imágenes especulares no
superponibles.
4.
HIDROCARBUROS
Estos son compuestos orgánicos que sólo poseen
dos elementos químicos, hidrógeno y carbono. Los
hidrocarburos son derivados del petróleo y del gas
natural y se clasifican, de acuerdo con el tipo de
enlaces C-C de sus moléculas, en alcanos, alquenos,
alquinos e hidrocarburos aromáticos. Sus nombres
van asociados al número de carbonos que posee la
cadena, abierta o cerrada.
Figura 10. Estructuras de moléculas aquirales y quirales. A. el
clorofluorbromometano, que es una molécula no superponiblecon su imagen especular aun cuando esta se rota 180° y B. el
diclorofluormetano y su imagen especular.
Puede realizar con sus estudiantes la estructura de las
moléculas de la Figura 10, utilizando bolitas de durapax
de diferentes tamaños (puede sustituir por plastilina) y
colores según corresponda, para representar los
diferentes átomos; palillos de dientes como los enlaces
y el espejo de la actividad 2 para poder comprobar su
quiralidad.
Sin rotar Con rotación de 180°
B
A
125
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
Alcanos
Los alcanos son hidrocarburos que contienen
únicamente enlaces sencillos de cadena recta o
ramificada. Si todos los átomos de carbono tienen
hibridación sp3, los compuestos que son producidos
pertenecen a la familia de los alcanos y en ellos
todos los enlaces son simples y se les conoce como
hidrocarburos saturados. Se obtienen esencialmente
a partir de fuentes naturales, por ejemplo, por
destilación del petróleo. Algunos ejemplos que se
muestran en la tabla 2 y cada uno, posee un nombre
con terminación -ano.
Los alcanos son compuestos no polares, por lo que
se disuelven en solventes no polares (Lección 8).
Conforme aumenta la cadena de átomos de carbono
también aumentan los puntos de fusión y ebullición.
Los primeros cuatro alcanos se encuentran en estado
gaseoso, del alcano con cinco a diez carbonos en la
cadena; son líquidos y a partir de once, se hallan en
estado sólido.
Alquenos y alquinos
Como se ha estudiado anteriormente, dos átomos de
carbono pueden unirse a través de un enlace sencillo
o a través de enlaces múltiples, dobles o triples, para
los cuales los átomos involucrados asumen una
hibridación sp2 o sp, respectivamente.
A la familia de los alquenos, pertenecen
hidrocarburos que poseen un doble enlace carbono-
carbono (C=C) en su estructura; a la familia de los
alquinos, pertenecen los hidrocarburos con un triple
enlace carbono-carbono (C≡C) por molécula. A los
compuestos que presentan estos enlaces se les
denomina insaturados.
Para nombrar los alquenos, la terminación –ano del
correspondiente alcano (que tienen igual número de
átomos de carbono) por -eno; en el caso de los
alquinos la terminación será -ino. Algunos ejemplos
se observan en la tabla 2.
Estos compuestos, al igual que los alcanos, son no
polares. Su densidad es menor que la del agua y, sus
puntos de ebullición, fusión y la densidad, aumentan
conforme crece el número de carbonos en la cadena.
Hidrocarburos aromáticos
En los hidrocarburos aromáticos seis átomos de
carbono están unidos formando una estructura de
anillo plano, cada uno enlazado con un solo átomo
de hidrógeno (u otro grupo). Su miembro más simple
es el benceno (Fig. 11), los demás compuestos
Figura 11. Diversas formas de representar al benceno (C 6H6),
compuesto base de los hidrocarburos aromáticos.
Tabla 2. Hidrocarburos de uno a 5 átomos de carbono. Cada vértice representa un carbono y cada línea un enlace C-C. Para
nombrar los demás hidrocarburos se utilizan prefijos griegos hex-, hept-, oct-, non-, dec-, etc.
Prefijo Alcano Alqueno Alquino
Met- Metano
Et- Etano CH3-CH3
Eteno Etino (acetileno)
Prop- Propano CH3-CH2-CH3 PropenoPropino
But- Butano1-Buteno
1-Butino
Pent-Pentano
1-Penteno1-Pentino
126
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
poseen al menos un anillo bencénico incluido en sus
estructuras.
5.
GRUPOS FUNCIONALES
En general, una molécula orgánica consiste en un
esqueleto de átomos de carbono que posee grupos
especiales enlazados a este esqueleto. Estos grupos
de átomos especiales se llaman grupos funcionales,
ya que representan la mayoría de sitios comunes
donde se da la reacción química.
En la tabla 3 se muestran los grupos funcionales más
comunes, junto con ejemplos de cada uno. Noteque, además de los dobles enlaces C=C y los triples
enlaces C≡C, hay muchos grupos funcionales que
contienen otros elementos además de C e H.
Muchos de los grupos funcionales contienen no
metales como O, N, Cl, F, Br, I y P. Además, tome en
cuenta que en sus fórmulas generales se emplea R o
R’ para denotar la cadena carbonada con cualquier
número de carbonos o el anillo bencénico (Ar) que
se asocian a los grupos funcionales (grupos alquilo o
arilo).
Alcoholes
Son compuestos orgánicos que contienen el grupo
hidroxilo (-OH) como grupo funcional. Los alcoholes
se encuentran entre los compuestos orgánicos más
polares, ya que el grupo hidroxilo es muy polar y
puede formar puentes de hidrógeno.
Algunos de los ejemplos más comunes son el alcohol
metílico (metanol, CH3OH), conocido como “alcohol
de madera”, utilizado como disolvente industrial y
como combustible de autos de carrera; y el alcohol
etílico (etanol, CH3CH2OH), a veces es llamado
“alcohol de vino”, debido a que se produce de la
fermentación de granos y hollejo de la uva o de otras
frutas que contienen carbohidratos.
Éteres
Recordando la estructura del agua, se puede pensar
en los éteres como compuestos en los que se
sustituyó ambos átomos de hidrógeno por grupos
alquilo (hidrocarburo saturado al que se le ha
quitado un hidrógeno para permitir el enlace con
otro grupo) o grupos arilo (anillo bencénico al que se
le ha quitado un hidrógeno para enlazarlo a
cualquier otro grupo). Al igual que los alcoholes, los
éteres son más polares que los hidrocarburos. El éter
comercial es el dimetiléter (H3C-O-CH3), que se usó
como anestésico en el pasado; su principal uso hoy
en día es como disolvente.
Aldehídos y cetonas
El grupo carbonilo, -C=O, es el grupo funcional de los
aldehídos y cetonas. Una cetona tiene dos grupos
alquilo enlazados al carbonilo mientras que un
aldehído, posee un grupo alquilo y un átomo de
hidrógeno enlazados al grupo carbonilo.
¿Qué son los octanos de las gasolinas?
La gasolina es una mezcla de hidrocarburos volátiles que
contiene cantidades variables de hidrocarburosaromáticos además de alcanos.
Cuando se quema la gasolina en el interior del cilindro
del motor, la explosión debe ser tal que empuje al pistón
de forma suave y continua. Si la combustión es rápida se
produce una detonación, que hace que el pistón reciba
un golpe brusco y se reduzca la eficiencia del motor. El
índice de octano de una gasolina es una medida de su
capacidad antidetonante.
Las gasolinas que tienen un alto índice de octano
producen una combustión más suave y efectiva. El índicede octano de una gasolina se obtiene por comparación
del poder detonante de la misma con el de una mezcla
de los hidrocarburos isooctano y heptano. Al isooctano
(con 8 carbonos) se le asigna un poder antidetonante de
100 y al heptano (con 7 carbonos) de cero. Una gasolina
de 97 octanos se comporta como una mezcla que
contiene el 97% de isooctano y el 3% de heptano.
127
8/18/2019 Química III Ciclo
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
Este grupo es fuertemente polar por lo tanto, todos
los compuestos de este tipo de cadena pequeña se
disuelven en agua.
El aldehído más sencillo es el formaldehido que,cuando se disuelve en agua, se conoce como
formalina; sustancia utilizada para embalsamar. Este
compuesto también es útil en la fabricación de
adhesivos y plásticos.
Por otro lado, la acetona es un disolvente muy
común de materiales como grasas, barnices y ciertos
materiales de caucho. Es el ingrediente activo del
removedor de uñas.
Ácidos carboxílicos
Los ácidos carboxílicos contienen el grupo carboxilo
(-COOH) y son fuertemente polares. Dos ejemplos
son el ácido fórmico, que se aisló inicialmente de las
hormigas, y el ácido acético o vinagre. Por otro lado,
el ácido propiónico da el aroma a los quesos de
sabor fuerte y el ácido butírico proporciona el olor a
la mantequilla rancia y al queso parmesano (Fig. 12).
Ésteres
Son compuestos orgánicos que se obtienen de la
deshidratación de un ácido carboxílico con un
alcohol, es decir, de la combinación de estos dostipos de compuestos. Aunque algunos de los ácidos
de los que provienen son de olor desagradable, en
general los ésteres tienen olores agradables, y a ellos
se deben en muchos casos las fragancias de las
frutas y flores.
Figura 12. El ácido butírico (C3H7COOH) se encuentra en la
mantequilla. Arriba a la derecha, la representación de este
ácido en 3D y debajo de forma lineal. Enmarcado en el cuadro
está el grupo carboxilo.
Tabla 3. Resumen de grupos funcionales orgánicos. La R denota cadenas carbonadas abiertas o
cerradas y pueden ser sustituidos por un anillo bencénico o un hidrógeno.
128
8/18/2019 Química III Ciclo
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
Por ejemplo, el butirato de etilo, proviene de la
reacción entre el ácido butírico (mencionado en el
apartado anterior), y el alcohol etílico; este se
encuentra presente en las piñas y se emplea como
ingrediente de saborizantes artificiales (Fig. 13).
Aminas y amidas
Muchos compuestos orgánicos contienen nitrógeno.
Las aminas con tienen los elementos carbono,
hidrógeno y nitrógeno, y se derivan del amoníaco
(NH3) por sustitución de uno, dos o tres átomos de
nitrógeno por grupos alquilo o arilo. Las más
sencillas se parecen al amoníaco en su basicidad
(Lección 12) y otras propiedades.
El grupo funcional que contienen es el amino (-NH2).
La más conocida es la anilina (Ar-NH2), utilizada en
productos agrícolas, pinturas, etc. (Figura 14).
Las amidas, se preparan haciendo reaccionar un
ácido carboxílico con amoníaco o con una amina. Un
ejemplo de estas es la urea, que se encuentra
presente en la orina y en fertilizantes (Fig. 15).
Figura 14. La anilina es el representante más
común y simple de la aminas y es utilizada en
el proceso de teñido.
Figura 13. Ejemplos de diferentes ésteres presentes en
frutas como la piña, manzanas, guineos y uvas. Figura 15. Fertilizante nitrogenado que contiene urea, una
amida que no contiene hidrocarburos.
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8/18/2019 Química III Ciclo
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
Halogenuros de alquilo
Estos compuestos son hidrocarburos en los cuales se
ha sustituido un hidrógeno por un halógeno (F, Cl,
Br, I). En muchos casos son utilizados como
disolventes de grasas. Algunos otros, como el cloruro
de etilo, son usados como anestésico local. Otros
que contienen grupos arilo, se utilizan como
colorantes o como insecticidas.
6. BIOMOLÉCULAS
Las biomoléculas son aquellas sustancias sintetizadas
solamente por los seres vivos y, debido a que son
grandes, se les conoce como macromoléculas.
Están constituidas principalmente por carbono,
hidrógeno y oxígeno, y con frecuencia están también
presentes nitrógeno, fósforo y azufre; otros
elementos son a veces incorporados pero en mucha
menor proporción. La mayoría son moléculas que
están formadas por la unión de moléculas sencillas
(monómeros). Cuando la cantidad de monómeros
que se repiten en la cadena es muy grande, se
llaman polímeros. Estas pueden agruparse en cuatro
grandes tipos:
a.
Carbohidratos
Los carbohidratos son una clase importante de
sustancias de origen natural que están presentes en
la materia, tanto vegetal como animal. Estos le
resultarán familiares ya que a muchos de ellos se les
llama “azúcares” .
Comprenden una gran porción de la comida que
consume diariamente y proveen la mayoría de la
energía que mantiene al cuerpo humano en
funcionamiento.
Los carbohidratos son componentes estructurales de
las paredes celulares de las plantas y de la madera
de los árboles.
Un monosacárido es un carbohidrato simple, que al
hidrolizarlo no se descompone en otro carbohidrato.
Un ejemplo de este tipo de compuestos es la glucosa
(C6H12O6). Un disacárido, es una sustancia que al
hidrolizarla se divide en 2 monosacáridos, que
pueden ser iguales o diferentes.
La sucrosa, conocida como azúcar de mesa, es un
disacárido que produce una molécula de glucosa y
una de fructosa (presente en muchas frutas). Un
oligosacárido genera de 3 a 10 monosacáridos
durante su hidrólisis y, un polisacárido, más de 10
unidades de monosacáridos.
La celulosa es una molécula de polisacárido que
genera miles de moléculas de glucosa y se encuentra
en la madera, el algodón y otras plantas (Fig. 16).
ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 30 minutos)
¿QUÉ TAN DULCE ES?
Materiales
Tres o cuatro naranjas, 50 mL de agua, un plato hondo de
plástico, manta para filtrar o papel filtro para café, un
cuchillo, una cuchara de madera, dos vasos plásticos
transparentes de 4 oz, jugo comercial de naranja, probeta
de 50 mL o recipiente medidor de volúmenes de cocina,
marcador.
Procedimiento
Indíqueles que
1. Corten la naranja sin cáscara en trozos muy pequeños y
colocarlos en el plato.
2.
Agreguen poco a poco el agua mientras maceran la
fruta.
3.
Expriman y filtren el jugo obtenido de la fruta macerada
con la manta.
4. Midan 25 mL de ese jugo y colóquenlo en uno de los
vasos previamente etiquetados.
5. Agreguen la misma cantidad de jugo comercial en el
otro vaso.
6. Colocar ambos vasos al sol y dejar hasta que todo el
jugo se evapore.
Pregunte al estudiantado:
¿Qué residuo quedó en los vasos luego que se evaporó
todo el jugo? ¿En qué vaso hay mayor cantidad de residuo?
¿Por qué?
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8/18/2019 Química III Ciclo
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
b.
Lípidos
Se consideran lípidos o grasas, a las sustancias que,
siendo insolubles en agua, pueden ser extraídas de
las células a partir de solventes no polares. Algunos
lípidos importantes en nuestro cuerpo son los
esteroides y los terpenos (presentes en hormonas y
vitaminas). Las grasas son los constituyentes
principales de las células almacenadoras de éstas en
animales y plantas, y son una de las reservas
alimenticias importantes del organismo. Estas se
pueden extraer de animales y vegetales (las grasas
líquidas suelen nombrarse como aceites),
obteniéndose sustancias como la mantequilla, grasas
de tocino, aceite de maíz, de coco, etc.; que son
consumidos regularmente.
Desde el punto de vista químico, son ésteres
carboxílicos derivados de un solo alcohol, el glicerol.
Los glicéridos más comunes son los triglicéridos, en
los que los tres grupos -OH de la glicerina han sido
esterificados.
Las grasas (sólidas) o aceites (líquidos) más
frecuentes son una mezcla de triglicéridos con
cantidades menores de otros lípidos.
Estos últimos se pueden dividir en tres tipos
principales:
Los ácidos grasos, son ácidos carboxílicos
saturados o insaturados de hasta 18 carbonos
obtenidos a partir de la hidrólisis de las grasas.
Algunos ejemplos son el ácido butírico, presente
en leche de rumiantes, y el ácido oleico, que se
¿Qué son las grasas trans?
Hace ya varios años se ideó un método paratransformar en sólido algunos aceites vegetalesoriginalmente líquidos. Este método recibe el nombrede hidrogenación parcial .
Este proceso cambia estructuras químicas de algunosácidos grasos de los aceites y los transforma, dandocomo resultado un nuevo tipo de grasa concaracterísticas físicas similares a la de la manteca. Estoes debido a que grasas con estructura química cis, luegode la hidrogenación, pasan a grasas con estructuraquímica trans. En la configuración trans, gruposidénticos o semejantes unidos al doble enlace seencuentran en lados opuestos; mientras que en laconfiguración cis, a un mismo lado.
Este es el método utilizado para transformar un aceitevegetal en productos mundialmente conocidos como lamargarina. Las grasas trans aparecen en cantidadesimportantes en infinidad de alimentos de consumohabitual como productos de panadería, helados,chocolates, turrones y golosinas, galletas, snacks
(papitas, quesitos, dulces, etc.), cereales para desayuno,comidas preparadas (precocidas), aceites sometidos alcalor (frituras).
Es evidente que el avance de la industria alimentaria havolcado a la población del mundo una variedad dealimentos cada vez más ricos e irresistibles. Sinembargo, junto con estos nuevos productos se hamultiplicado el porcentaje de consumo de grasas transcon innumerables consecuencias negativas sobrenuestra salud, ya que generan las enfermedadescardiovasculares al obstruir las arterias.
Figura 16. Esquema de la estructura de la pared celular de las
plantas. Microfibras constituyentes de la pared celular de las
plantas están formadas por cadenas de celulosa; un
polisacárido formado por la unión de más de 10 unidades
repetitivas de glucosa.
131
8/18/2019 Química III Ciclo
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
encuentra en la mayoría de aceites vegetales
utilizados para cocinar.
Los fosfolípidos, son ésteres que poseen dos
grupos acilo y un grupo fosfato (Fig. 17),
conocidos como ésteres fosfóricos. Estos lípidos
forman las bicapas lipídicas de las membranas
celulares, delimitadoras de las células.
Las ceras, son mezclas de ésteres que contienen
un total de 40 a 72 átomos de carbono. Estas son
utilizadas en productos para proteger carros,
pisos y muebles. También, se encuentran de
forma natural; ejemplo de ello es el colesterol
(Fig. 18), sustancia a partir de la cual se sintetizan
hormonas y sales biliares que desempeñan un
papel muy importante en la absorción de las
grasas procedentes de los alimentos.
c.
Aminoácidos y proteínas
Los aminoácidos son ácidos carboxílicos que
contienen un grupo amino. Bajo ciertas condiciones,
este grupo amino de una molécula y el grupo
carboxilo de otra, puede reaccionar, uniendo a los 2
aminoácidos mediante un enlace amida o peptídico y
formando un péptido (Fig. 19).
De acuerdo al número de aminoácidos que
reaccionan se pueden formar dipéptidos,
tripéptidos, etc. Estos enlaces amida entre
aminoácidos se conocen como enlaces peptídicos, y
el producto de este enlace entre 2 aminoácidos se
llama dipéptido.
Los polipéptidos contienen muchos aminoácidos. Las
proteínas son polipéptidos que ocurren
naturalmente y contienen más de 50 aminoácidos
Figura 17. Estructura general de los fosfolípidos,
componentes principales de las membranas celulares.
Figura 18.
Estructura del
colesterol y
ejemplos dealimentos en
los cuales se
encuentra
presente.
132
8/18/2019 Química III Ciclo
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
(algunas son polímeros de 100 a 300 aminoácidos).
Son sustancias macromoleculares que están
presentes en todas las células vivas. Alrededor de
50% del peso seco del cuerpo humano se compone
de proteínas. Las proteínas son los componentes
estructurales principales de los tejidos animales; son
parte fundamental de la piel, uñas, cartílagos y
músculos. Otras proteínas catalizan reacciones,
transportan oxígeno, sirven como hormonas para
regular procesos corporales específicos y llevan a
cabo otras tareas.
Las proteínas se pueden dividir en fibrosas y
globulares. Las primeras son insolubles en agua,
largas y en forma de hilos y, las segundas, son
solubles en agua o en soluciones acuosas de ácidos,
bases o sales (Lecciónes 8 y 11) y están dobladas, de
modo que forman unidades compactas que a
menudo se aproximan a una forma esferoide.
Las proteínas fibrosas sirven como materiales
estructurales de los tejidos animales, una función
para la que se prestan, dada su insolubilidad y
tendencia a la formación de fibras. Las integran:
queratina, en piel, pelo, uñas, lana, cuernos y
plumas; colágeno, en tendones; miosina, en
músculos; fibroína, en la seda.
Las proteínas globulares tienen varias funciones
relacionadas con la manutención y regulación del
proceso de la vida, funciones que precisan la
movilidad y, por tanto, de solubilidad.
Las integran las enzimas (catalizadores naturales);
muchas hormonas, como insulina (del páncreas),
tiroglobulina (de la glándula tiroides), ACTH (de la
pituitaria); anticuerpos, responsables de alergias y
de la defensa contra organismos foráneos; albúmina,
en huevos; hemoglobina, que transporta oxígeno de
los pulmones a los tejidos; fibrógeno, que se
convierte en la proteína fibrosa e insoluble fibrina,
con la que se produce la coagulación de la sangre.
Se puede considerar una estructura proteica envarios niveles (Fig. 20).
Estructura primaria: se refiere a la composición
cuantitativa de los aminoácidos integrantes de
la cadena, así como a su orden o secuencia y a
la disposición del enlace peptídico.
Estructura secundaria: es la referente a la
disposición espacial de la cadena protéica,
Figura 19. Ecuación general de formación de péptidos.
Se pueden observar en los cuadros rojos el grupo amino
y en los verdes el carboxilo de los aminoácidos.
ACTIVIDAD 4. (Tiempo: 20 minutos)
DESNATURALIZANDO PROTEÍNAS
Materiales
Seis vasos plásticos transparentes de 2 oz., una clara de
huevo, 10 mL de leche; 10 mL de agua; 5 mL de vinagre,
jugo de limón, una cuchara de plástico, un gotero y un
plumón permanente.
Procedimiento
1. Formar grupos de dos o tres integrantes.
2. Rotular dos vasos como agua, dos como vinagre y
dos como limón utilizando el marcador.
3. Distribuir la clara de huevo en tres vasos de manera
equitativa.
4.
Utilizar el gotero, añadir 10 gotas de agua en el vaso
que rotuló como agua. Observar lo que sucede
después de un minuto.
5. Repetir el paso anterior utilizando vinagre y
después jugo de limón. Recuerde lavar el gotero
cada vez que lo use con otro material.
6.
Realizar los pasos del 1 al 5 empleando la leche
como sustituto de la clara de huevo.
Pregúnteles:
¿Qué sucedió en cada vaso? ¿Qué indica la formación
de ese precipitado? ¿Por qué no sucedió nada con el
agua?
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
nucleótidos, se componen de las unidades
siguientes:
Una molécula de ácido fosfórico, H3PO4.
Un azúcar de cinco carbonos.
Una base orgánica nitrogenada.
Las bases (representadas por las letras T, A, C y G)
están unidas a los azúcares. Las dos cadenas se
mantienen unidas en virtud de las atracciones entre
las bases de una de ellas y las de la otra. En estas
atracciones intervienen tanto interacciones de
dispersión de London como puentes de hidrógeno.
Estas moléculas forman dos cadenas enrolladas una
en la otra formando una doble hélice.
Figura 21. Estructura del ADN. Los nucleótidos se polimerizan para formar esta biomolécula en la cual los azúcares y los grupos fosfatos
forman el esqueleto y las bases nitrogenadas interaccionan entre sí mediante puentes de hidrógeno.
Grupo fosfato
Bases nitrogenadas
Azúcar
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… SOCIEDAD
FABRICANDO TU PROPIA ESENCIA
Los aceites esenciales son líquidos que contienen las sustancias responsables del aroma de las plantas y que son importantes en
la industria cosmética (perfumes y aromatizantes), de alimentos (condimentos y saborizantes) y farmacéutica (saborizantes).
Estos, luego de ser sintetizados en las plantas, se almacenan en distintos órganos de éstas (raíz, fruto, semillas, hojas), de donde
son extraídos.
Los aceites esenciales se caracterizan por ser una mezcla de varios compuestos volátiles como hidrocarburos, alcoholes,
aldehídos, cetonas, ésteres, éteres y fenoles. Algunos ejemplos son el cinamaldehído (canela), clavo (eugenol), eucalipto (cineol),
etc.
Materiales
Un recipiente hondo de metal (una olla), un colador grande del tamaño de la boca de la olla, un recipiente pequeño de vidrio o
cerámica (que quepa dentro del colador, puede ser una taza), tapadera de la olla, canela o manzanilla, hojas de eucalipto, (lo que
les sea más accesible), agua, hielo y una cocina.
Procedimiento
1. Verter cuatro tazas de agua en la olla y agregue la canela.
2. Colocar el colador y el recipiente pequeño sobre la olla.
3.
Acomodar la tapadera de la olla sobre el dispositivo de manera inversa (con el agarradero hacia abajo).
4.
Calentar la mezcla a fuego lento hasta hervir.
5. Una vez empiece a hervir, colocar hielo sobre la tapadera. Cuando se derrita, botar el agua y volver a colocar hielo.
6. Dejar secar el agua producida por el hielo derretido y apagar la cocina.
7. Destapar y retirar el recipiente pequeño.
8. La esencia obtenida puede mezclarse luego con alcohol, aceite mineral y agua para obtener un perfume.
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
RESUMEN
Aquiral: describe un objeto que puede ser superpuesto con su imagen especular (imagen en el espejo).
Enlace pi (enlace π): enlace formado por el solapamiento lateral de dos orbitales p.
Enlace sigma (enlace σ): enlace con la mayoría de su densidad electrónica a lo largo de la línea que une los
núcleos. Los enlaces sencillos normalmente son enlace sigma.
Estereoisómero: isómeros en los cuales los átomos están unidos en el mismo orden, pero con diferente arreglo
espacial.
Grupo alquilo: grupo derivado de un hidrocarburo saturado (que sólo contiene enlaces sencillos). Un alcano al
que se le ha quitado un hidrógeno, para permitir el enlace con otro grupo. Se simboliza por R.
Grupo funcional: grupo o centro reactivo de una molécula orgánica.
Hibridación: es la mezcla de orbitales atómicos para formar nuevos orbitales disponibles para establecer
enlaces.
Hidrocarburo: compuestos formados exclusivamente de carbono e hidrógeno.
Alcanos: hidrocarburos que sólo contienen enlaces sencillos.
Alquenos: hidrocarburos que contienen enlaces dobles C=C.
Alquinos: hidrocarburos que contienen enlaces triples CC.
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
Hidrocarburo aromático: hidrocarburos que suelen contener un anillo bencénico.
Orbital híbrido: orbital formado por la combinación de orbitales s y p del mismo átomo. Por hibridación sp se
forman dos orbitales, por sp2 se forman tres orbitales y por hibridación sp3 se forman cuatro orbitales.
Quiral: describe un objeto que no es superponible con su imagen especular.
Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte:
1.
Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Burdge, J. R. (2004) Química. La ciencia central . México: PEARSON
EDUCACIÓN.
2.
Morrison, R., Boyd, R. (1995) Química orgánica. USA: Addison Wesley.
3.
Royal Society of Chemistry, Consultado en Julio 2011 desde http://goo.gl/9z7AY
4.
Schmid, G. H. (1996) Organic chemistry . USA: Mosby.
138
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
La radiación electromagnética es una
forma de energía que se transmite
por el espacio a enorme velocidad.
Se denomina luz a la radiación
electromagnética en las regiones
ultravioleta (UV)/visible, y en
ocasiones de la región infrarroja (IR),
si bien el término estricto abarca sólo
la radiación visible. Muchas
sustancias absorben luz a una
longitud de onda específica y la
emiten a otra. La rama de la química
que estudia la interacción de las
radiaciones electromagnéticas con
las moléculas, se llama
espectroscopia.
Hoy conocemos la naturaleza de los
cambios que experimentan las moléculas en los procesos de absorción o emisión de radiación lo que nos
permite obtener información sobre la estructura molecular a partir de los datos espectroscópicos. Esta
información tiene una gran variedad de aplicaciones, desde ayudar a químicos para determinar la estructura de
una nueva molécula sintetizada, hasta pruebas de análisis forense y control de calidad.
La espectroscopia infrarroja es especialmente útil para el estudio de productos químicos orgánicos ya que los
espectros que resultan contienen una línea con una serie de bandas llamadas picos que aparecen en las
longitudes de onda particulares donde la radiación es absorbida por la muestra. Y que son característicos de
cada grupo funcional (Tabla 4).
A partir de la información anterior resuelva:
En un laboratorio un químico sacó una muestra de las siguientes sustancias:
Colocó cada muestra en frascos diferentes. Sin embargo, el químico olvidó etiquetarlas y las confundió, por lo
que no sabe qué sustancia contiene cada recipiente. Para identificarlas y poderlas utilizar, utilizó la
espectroscopia IR, obteniendo un espectro para cada compuesto (Fig. 25). Utilizando los espectros y las
fórmulas estructurales de los compuestos contesta:
ACTIVIDAD EVALUADORA
Tabla 4. Bandas de absorción características de grupos funcionales.
A B
139
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COMPUESTOS ORGÁNICOS
Química
a.
¿Qué hibridación posee el átomo de carbono unido al átomo de oxígeno en cada compuesto?
b.
¿A qué familia de compuestos orgánicos pertenece cada compuesto de acuerdo con su grupo funcional?
c.
Identifica si cada compuesto posee algún centro quiral y si son moléculas quirales o aquirales.
d. ¿A qué compuesto pertenece cada espectro? (Los asteriscos (*) indican los picos más importantes en cada
espectro).
ESPECTRO 1
ESPECTRO 2
Figura 25. Espectros IR de sustancias A y B.
*
*
*
*
*
*
*
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CONTENIDOS
1. Cambio químico.
2. Evidencias de que ocurre una reacción química.
3. Ecuación química.
INDICADORES DE LOGRO
1. Identifica y distingue un cambio químico.
2. Explica las evidencias que establecen que ha ocurrido
una reacción química.
3. Reconoce cómo las ecuaciones químicas describen alas reacciones químicas.
4. Identifica las partes que constituyen a las ecuaciones
químicas.
5. Escribe correctamente una ecuación química.
PALABRAS CLAVE
Cambio químico, reacción química, ecuación química,
reactivo, producto, coeficiente, precipitado.
¿POR QUÉ ES IMPORTANTE?
A nuestro alrededor ocurren continuam
reacciones químicas, en los automóviles, en la co
los laboratorios e inclusive en nuestro cuerpo.
Por ello, es fundamental visualizar los cambios
ocurren en una reacción por medio de las ecuac
químicas; debido a que indican los reactivos
intervienen y los productos que se obtienen
proceso. Asimismo, permite predecir cómo se llev
cabo dicha reacción.
DESCRIPCIÓNLa lección inicia recordando qué es un cambio quí
para introducir el tema de la reacción química
evidencias que determinan que ha ocurrido.
Las evidencias que se exhiben son median
observación de distintos factores. Una vez qu
abordada dicha parte, se específica que la reacci
representa mediante una ecuación química
detallan las partes que la forman.
Lección 11. ECUACIONES QUÍMICAS
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ECUACIONES QUÍMICAS Química
1.
CAMBIO QUÍMICO
n cambio químico es el proceso en el que
cambia la naturaleza de las sustancias; es
decir, que existe una transformación de la
materia, debido a que las sustancias inicialescambian o se transforman en otras distintas, con
propiedades diferentes.
Por ejemplo, la herrumbre que se produce en un
pedazo de hierro u otro metal, es una sustancia
diferente a su original; la ceniza que se crea en la
hoguera es una sustancia distinta a la madera. En el
proceso de la fotosíntesis, las plantas producen
nutrientes y oxígeno a partir de diversas sustancias
(Fig. 1).
Figura 1. Al quemarse un cerillo, sucede un cambio
químico. La ceniza y el humo resultantes son compuestos
diferentes de los iniciales en el cerillo original.
Todo cambio químico involucra una reacción entre
diferentes sustancias produciendo la formación de
sustancias nuevas. Así, una reacción química es el
proceso en que una o más sustancias cambian o se
transforman en otra u otras sustancias de distinta
naturaleza.
2.
EVIDENCIAS DE QUE OCURRE UNA REACCIÓN
QUÍMICA
Cuando una sustancia química ha experimentado
cambios químicos, por lo regular, se observan una o
varias diferencias. Si se detectan dichas señales, se
puede determinar si ha ocurrido o no una reacción
química.
A continuación, se presentan algunos:
U ¿Qué es la lluvia ácida?
El dióxido de azufre (SO2), producto de la
contaminación industrial, se oxida por el oxígeno dando
trióxido de azufre (SO3); el cual al disolverse con el agualluvia, origina ácido sulfúrico (H2SO4) corrosivo. Este
corroe los metales y ataca a las estatuas (el mármol es
carbonato de calcio (CaCO3) creando sulfato de calcio
(CaSO4)), soluble en agua de lluvia.
El mármol se puede proteger mediante una mezcla de
hidróxido de bario [Ba(OH)2] y urea [(NH2)2CO] puesto
que ambas reaccionan para crear una capa insoluble de
carbonato de bario (BaCO3). Si sobre ella cayera lluvia
ácida, se formará sulfato de bario (BaSO4); la cual es
más insoluble, quedando las estatuas protegidas por
muchos años.
ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 5 minutos)
CAMBIO QUÍMICO VS CAMBIO FÍSICO
El objetivo de esta actividad es efectuar preguntas de sondeo al estudiantado; para retroalimentar sus conocimientos acerca de
la identificación de un cambio químico y las características que lo distinguen de un cambio físico. Oriente para que en grupos detrabajo de tres o cuatro estudiantes analicen y respondan las siguientes preguntas:
¿Por qué no es posible diferenciar las cenizas de una carta con las de un periódico? ¿Por qué el agua puede convertirse fácilmente
en hielo y viceversa? ¿Qué aspectos intervienen para que los cambios sean reversibles o no? y ¿Qué harían para diferenciar un
cambio físico de un cambio químico?
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ECUACIONES QUÍMICAS Química
Cambio de color : Cuando sucede un cambio de
color en la sustancia, indica la aparición de una o
varias sustancias nuevas diferentes a las que
había inicialmente (Fig. 2).
Figura 2 . Los cambios de color en las hojas de los árboles, son
debidos a la descomposición de sus pigmentos.
Aparición de precipitado: Es señal de que una
o algunas de las sustancias nuevas formadas son
insolubles (Fig. 3).
Figura 3. Cuando se mezcla una solución de nitrato de plomo II
(Pb (NO3)2) con una de yoduro potásico (KI), se produce un
precipitado de yoduro de plomo II (PbI2) de color amarillo.
Desprendimiento de gas: Como resultado de una reacción química, emerge una nueva sustancia en estado
gaseoso (Fig. 4).
Nitrato de plomo II
[Pb (NO3)2]
Yoduro de plomo II (PbI2)
ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 15 minutos)
REACCIÓN QUÍMICA: FORMACIÓN DE PRECIPITADO
En química se denomina precipitado a la sustancia sólida que se forma en el interior de una disolución. Así, con esta actividad se
demostrará cómo a partir de una reacción química se obtiene un precipitado, observando la formación de carbonato de calcio
(CaCO3). Forme grupos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿a qué se le llama
“precipitado”? ¿Puede separarse el precipitado del resto de la solución? ¿Cómo podría efectuarse este proceso?
Materiales
2 vasos pequeños de plástico transparente. 1 pajilla.
1 cucharada de cal (CaO). 1 papel filtro o tela fina.
1 taza de agua.
Procedimiento
1. Colocar la cal en un vaso y agréguenle la taza de agua. Deberán agitarlo y dejarlo reposar durante unos minutos.
2. Filtrar a través del papel filtrante o la tela fina la disolución y trasladar el líquido resultante a otro vaso plástico.
3. Agregar aire de sus pulmones a la solución, soplando a través de la pajilla. Observar lo que ocurre.
Pregúnteles: ¿qué observaron al dejar el contenido del vaso en reposo? ¿Qué fases se han presentado? ¿Por qué ha habido
precitado? ¿Qué propiedades tiene el sólido que se ha obtenido?
Figura 4. El gas dióxido de carbono (CO2) se obtiene
por la reacción entre el carbonato cálcico (CaCO3) y
el ácido clorhídrico (HCl). Al colocar un globo en la
boca del frasco de la reacción, este se infla por el
gas producido.
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ECUACIONES QUÍMICAS Química
Absorción o liberación de energía: Son loscambios espontáneos de temperatura en la
mezcla (Fig. 5).
Figura 5 . Los carburos alcalinotérreos reaccionan de forma
exotérmica con el agua, originando acetileno (C2H2).
Cambios en otras propiedades: La acidez, el olor(Fig. 6), las propiedades magnéticas, eléctricas o
ambas, la aparición de propiedades ópticas frente
a la luz, etc.
Figura 6 . La descomposición de los alimentos es un cambio
químico que produce olores desagradables.
Las reacciones químicas se representan, mediante ecuaciones químicas.
ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 20 minutos)
REACCIÓN QUÍMICA-DESPRENDIMIENTO DE GASES
En esta actividad se elaborará una lámpara de lava casera con el fin de notar una reacción química con liberación de gas. Forme
grupos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿han visto las lámparas de lava?¿Podrá construirse una lámpara de lava casero? ¿Cómo la fabricarían?
Materiales
2 pastillas efervescentes. 1 vaso de vidrio transparente alto.
0.1g anilina en polvo (0.5 mL de pintura líquida). ¾ taza de aceite incoloro.
¼ taza de agua. 1 cuchara plástica.
Procedimiento
1. Verter en el vaso el agua y el aceite. Luego, añadir el colorante. Agitar.
2. Dejar caer las tabletas efervescentes. Observar.
¿Qué sucedió?
De inmediato se produce un desprendimiento de gases, ya que las pastillas efervescentes se disuelven en el agua, deprendiendo
dióxido de carbono (CO2). Las burbujas del gas ascienden arrastrando agua a la superficie del aceite. Allí se desprende el gas, y el
agua que es más densa que el aceite, desciende. El proceso se repite y se produce un movimiento ascendente y descendente en el
interior del aceite.
Preguntar: ¿qué sucedió cuando se vertieron el aceite y el agua en el vaso? ¿Y al añadir las pastillas efervescentes? ¿Qué indicios
observan que se demuestra que ha sucedido una reacción química? ¿Qué compuestos se producen en la reacción? ¿Y cómo pueden
ser comprobados? Investiga la reacción química que se produce ¿cuáles son los reactivos y productos?
Explica el fenómeno químico que logra que se apague la llama.
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ECUACIONES QUÍMICAS Química
3.
ECUACIÓN QUÍMICA
Una reacción química implica más de lo que puede
determinarse sólo por observación. Por lo tanto, los
químicos representan los cambios que ocurren en
una reacción mediante ecuaciones químicas; es
decir, a través de fórmulas y símbolos.
Partes de una ecuación química Reactivos: Son las sustancias que reaccionan y, se
escriben a la izquierda de la flecha.
Productos: Son las sustancias que se producen y,
se ubican a la derecha de la flecha.
En las reacciones más simples sólo participan un
reactivo y un producto; pero en ciertas reacciones
participan varios reactivos y productos.
El signo “más” se lee “reacciona con”.
La flecha separa reactivos de productos y da el
sentido de la reacción; se lee “ produce”.
Sobre la flecha se pueden detallar algunas
condiciones bajo las cuales se lleva a cabo la
reacción química. Por ejemplo, un triángulo
sobre la flecha significa calor ; los reactivos
deben ser calentados para que se efectúe la
reacción. La P, significa que se debe aplicar
presión a la reacción. En algunas reacciones
químicas se necesitan catalizadores; es decir
compuestos que aceleran la reacción, por lo
que se colocan sobre la flecha.
La doble flecha indica que la reacción puede
ser reversible.
En los productos, se pueden utilizar los siguientes
símbolos:
La sustancia que se forma es insoluble o se
produce un precipitado.
La sustancia que se produce se desprende en
forma de gas.
Coeficientes: Son los números colocados antes de
cada sustancia. Indican el número de moles que
reaccionan de cada reactivo y los moles de
producto formado (el coeficiente 1 se omite).
A continuación, se muestra un ejemplo señalando las
partes de la ecuación:
La ecuación se lee así: cuatro moles de cromo (Cr)
sólido reaccionan con tres moles de oxígeno (O2 )
gaseoso, para producir, en presencia de calor, dos
moles de óxido de cromo III (Cr 2 O3 ) sólido. De esta
manera, los reactivos son el cromo sólido y el gas
oxígeno; el producto es el óxido de cromo III sólido y
los coeficientes son 4, 3 y 2.
Al examinar una ecuación química, se puede saber
con exactitud cuáles elementos son las sustancias
que reaccionan y las sustancias que se producen.
+
¿Por qué algunas verduras y hortalizas pierden el color
verde al hervirlas?
Las verduras y hortalizas verdes poseen en sus tejidos
moleculares un pigmento denominado clorofila, que es
el que les otorga su color verde. Contienen un átomo de
magnesio en el centro de su molécula. La decoloracióno pérdida del color verde es porque el calor facilita que
el átomo de magnesio que se ubica en el centro de la
molécula, sea reemplazado por átomos de hidrógeno.
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ECUACIONES QUÍMICAS Química
Figura 7 . La reacción de vinagre y polvo de hornear se utilizó hace años en los extintores debido a las burbujas producidas.
El compuesto vinagre es ácido acético (CH3COOH) y el polvo de hornear es hidrógeno carbonato de sodio
(NaHCO3). Esta reacción química se puede representar utilizando las fórmulas químicas de los reactivos y los
productos (Fig. 7).
También es importante determinar el estado físico de los reactivos y productos. Para indicar el estado de las
sustancias se ponen después de las fórmulas químicas, símbolos entre paréntesis: (g), (l ) y (s), para referenciar
el estado gaseoso, líquido y sólido respectivamente. Por ejemplo:
Para representar lo que sucede cuando es añadido cloruro de sodio (NaCl) al agua, se escribe:
→
Donde ac significa disolución acuosa. Al escribir la fórmula química del agua (H2O) sobre la flecha se indica el
proceso físico de disolver una sustancia en agua, aunque algunas veces no se coloca, para simplificar.
Es frecuente que durante una reacción se libere o absorba una cantidad de energía. Si las reacciones absorben
energía y, si esta energía consumida es calor, la reacción se nombra reacción endotérmica. Si la reacción
absorbe energía, la palabra energía se escribe junto a los reactivos en la ecuación. Por ejemplo:
Las reacciones que liberan energía se denominan reacciones exotérmicas y al escribir la ecuación, la palabra
energía se escribe con los productos. Por ejemplo, la ecuación de la reacción que se produce al quemarse gas
metano (CH4) en un mechero de Bunsen muestra que se libera energía.
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ECUACIONES QUÍMICAS Química
ACTIVIDAD 6. (Tiempo: 20 minutos)
ECUACIONES QUÍMICAS
El objetivo de esta actividad es que el estudiantado obtenga las ecuaciones químicas de las actividades realizadas (1-6) y que
especifique claramente todas las partes que las conforman, de tal manera que queden bien expresadas. Oriénteles para que en
grupos de trabajo de tres o cuatro estudiantes, analicen y escriban en su cuaderno las respuestas de las siguientes preguntas:
¿Cuáles fueron los reactivos y los productos?
¿Cómo especificas en la ecuación química que se ha formado un precipitado? ¿O se ha liberado en forma de gas?
¿Todas las reacciones químicas implican un cambio de energía? ¿Cuáles se han detectado con facilidad?
¿Cómo se leen las ecuaciones químicas?
ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… BIOTECNOLOGÍA
LA ENERGÍA DE UNA SEMILLA DE MANÍ
Los alimentos almacenan energía. Cuando un animal consume semillas de maní, su cuerpo transforma la energía almacenada en
otras formas de energía; por ejemplo, la energía que usa para moverse. Además, parte de esa energía se convierte en calor; la cual,
ayuda a mantener la temperatura de su cuerpo. Así, el objetivo de esta experiencia es comprobar que los alimentos, como el maní
en este caso, aportan a quienes los consume la energía que tienen almacenada.
Aunque se hará esta experiencia con la finalidad de demostrar la liberación de energía de un alimento; también es importante para
que el estudiantado diferencie la combustión del maní entre la obtención de energía del organismo. A pesar, que en los dos casos se
libera energía de los alimentos, en el cuerpo no se produce una llama, luz ni se produce un aumento en la temperatura tan
pronunciado y repentino. El proceso de obtención de energía a partir de los nutrientes es más lento, la temperatura no aumenta
demasiado, ya que dañaría al organismo y, la mayor parte de la energía se utiliza. Se sugiere formar grupos de 3 estudiantes.
Repártales los materiales que necesitarán.
Materiales1 semilla de maní. 1 alfiler. 1 tubo de ensayo. 1 pinza de madera.
1 tapón de corcho. 1 encendedor. 1 termómetro. 5 mL de agua.
Procedimiento
1. Clavar un extremo del alfiler en el corcho y en el otro extremo, el maní. ¡Cuidado de no lastimarse con el alfiler!
2. Ponen el agua en el tubo de ensayo e introducir el termómetro. Medir la temperatura del agua. Esta será la temperatura inicial.
3. Encender el maní y con la llama que desprende, calentar el tubo que contiene el agua. Deberán sostener el tubo con la pinza de
madera para no quemarse.
4. Luego de transcurrir 10 minutos, introducir el termómetro en el tubo y medir la temperatura final.
Pregúnteles: ¿cuánto varió la temperatura (Temperatura final - Temperatura inicial) del agua? ¿Qué significa este cambio? ¿Cómo
ha quedado la semilla de maní? ¿Habrá liberado toda la energía contenida o todavía tendrá más? ¿Consideran que toda la energíaque desprendió el maní se usó para calentar el agua? (Explica) ¿qué conclusión sacarían a partir de esta experiencia respecto al
aporte del maní al organismo humano al ingerirlo? ¿En qué se diferencia lo que ocurrió en el experimento de lo que sucede en
nuestro cuerpo? ¿Por qué las semillas de maní son fácilmente combustibles? Investiga la ecuación química que se ha producido.
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ECUACIONES QUÍMICAS Química
RESUMEN
Ecuación química: Forma de escribir una reacción química empleando los símbolos, el estado físico y
condiciones de las partículas que participan (iones, átomos, moléculas, etc.).
Precipitado: Es la suspensión de partículas sólidas pequeñas producidas en una reacción.
Reacción química: Cambio mediante el cual uno o más elementos químicos o compuestos (reactivos) forman
compuestos diferentes (productos). Todas las reacciones químicas son reversibles, es decir, los productos
pueden reaccionar dando lugar a los reactivos.
Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte:
1. ArgenBio por qué Biotecnología (2004). La Energía de una semilla de maní. Extraído en agosto de 2011
desde http://goo.gl/RAI4l
2. El rincón de la Ciencia (s.f.) El rincón de los Experimentos. Experimentos de Química. Extraído en julio de
2011 desde http://goo.gl/W8EAM
3. Estefanía, L. (2004) Magia Ciencia: Trucos con física y química. 1ª Edición. Argentina: Editorial Albatros.
Colección Abracadabra.
4. Oxford University Press (2003). Diccionario de Química. España: Editorial Complutense.
5. Phillips, J., Strozak, V., Williams, C. (2004) Química. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores, S.A. de
C.V.
6. Profesor en línea (s.f.) Cambios químicas en la materia. ¡Tu ayuda para las tareas! Extraído en julio de 2011
desde http://goo.gl/oXL4u
7. Química Web (s.f.). Cambios químicos en la materia. Unidad Didáctica 6. Extraído en julio de 2011 desde
http://goo.gl/pJSVO
8. Universidad Autónoma de Guadalajara (2007). Estequiometría. Material. Extraído en julio de 2011 desde
http://goo.gl/24rOS
149
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ECUACIONES QUÍMICAS Química
ACTIVIDAD EVALUADORA
1. ¿Cuál de los siguientes fenómenos es un ejemplo de cambio químico?
a. Ebullición del agua. c. Evaporación de alcohol.
b. Fusión del hielo. d. Combustión del gas natural.
2. Explica qué es una reacción química y cómo se produce. ¿Cómo puedes saber que se ha llevado a cabo una
reacción química?
3. ¿Cuál de las siguientes observaciones en un experimento no indica la ocurrencia de una reacción?
a. Cambio de color. c. Emisión de gases.
b. Conservación del color. d. Formación de precipitado.
4. De los procesos que se presentan, responde las preguntas que se listan:
1.
2.
3.
4.
a. Identifica los reactivos y los productos de la reacción química. Escribe sus fórmulas.
b. Escribe la ecuación química correspondiente.
5. Escribe las ecuaciones con palabras y las ecuaciones químicas de las siguientes reacciones:
a. El magnesio metálico y el agua se combinan para producir gas hidrógeno e hidróxido de magnesio sólido.
b. Cuando se aplica energía (calor) al heptahidrato de sulfato de manganeso (II), este se descompone y
forma agua líquida y monohidrato de sulfato de manganeso (II) sólido.
c. El potasio sólido reacciona con agua líquida para formar hidróxido de potasio acuoso y gas hidrógeno.
6. Observa las siguientes ecuaciones químicas:
a.
+ + Calor
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ECUACIONES QUÍMICAS Química
b.
Explica toda la información que proporciona esta ecuación sobre la reacción química que representa.
7.
Nombra las sustancias que se hallan implicadas en las ecuaciones químicas:a.
b.
+ Calor
Una molécula
de metanoDos moléculas
de oxígeno
Una molécula de
dióxido de carbono
Dos moléculas
de agua
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CONTENIDOS
1. Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos
ternarios.
2. Escala de pH.
3. Tipos de reacciones.
4. Clasificación de reacciones químicas de acuerdo al
producto formado.
INDICADORES DE LOGRO1. Clasifica los compuestos inorgánicos ternarios en
hidróxido, ácido oxácido y sal.
2. Identifica a los diferentes tipos de nomenclatura
inorgánico: stock, tradicional y sistemática.
3. Elabora diferentes fórmulas químicas, explicando su
función química y obtención: hidróxidos, ácidos y
sales.
4. Describe con seguridad la escala de pH.
5. Clasifica las sustancias en base y ácidos.
6. Identifica el pH por medio de indicadores.
7. Representa una reacción química, identificando sus
componentes.
8. Distingue los distintos tipos de reacciones químicas:
redox, neutralización, precipitación, combinación,
descomposición, desplazamiento sencillo y doble
desplazamiento.
PALABRAS CLAVE
Nomenclatura química, compuestos ternarios,
hidróxido, ácido, sal, escala de pH, reacción de:
neutralización, precipitación, descomposición,
combinación, desplazamiento sencillo, doble
desplazamiento, redox.
Lección 12. REACCIONES QUÍMICAS
¿POR QUÉ ES IMPORTANTE?
El ser humano se rodea de diversas reacci
químicas como la corrosión de ciertos metale
descomposición de la materia orgánica, etmuchos otros generados por él mismo, com
preparación de fertilizantes, la combustión de
derivados del petróleo, etc.; por ello, las reacci
químicas son importantes para el desarrollo d
vida.
DESCRIPCIÓN
La lección inicia explicando la nomenclatura d
compuestos inorgánicos ternarios; ya que, pa
estudio de las reacciones químicas se elemental manejarlos. Seguidamente, se
abordado la temática de la escala de pH
comprender la combinación de las bases, ácid
sales; así como, son las reacciones químicas.
Finalmente, se tratan los tipos de reacci
químicas: neutralización, redox, precipita
combinación, desplazamiento sencillo y dob
descomposición.
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REACCIONES QUÍMICAS Química
1. NOMENCLATURA DE COMPUESTOS QUÍMICOS
INORGÁNICOS TERNARIOS
a necesidad de una nomenclatura general se
hizo evidente en la medida en que crecía el
número de compuestos conocidos. De esta
manera, surgió un lenguaje único, sistematizado y
uniforme para la identificación de las sustancias
químicas. En esta lección iniciaremos estudiando la
nomenclatura de algunos compuestos químicos
antes de estudiar los distintos tipos de reacciones.
Según las fórmulas de los compuestos químicos,
estos pueden clasificarse de acuerdo al número de
elementos que las conforman: binarios (Lección 9),
ternarios y poliatómicos.
Los compuestos ternarios están formados por tres
elementos distintos y se clasifican, en: hidróxido,
ácido oxácido y sal ternaria.
1. Función hidróxido o base: Están formados por la
unión del ión hidroxilo, hidróxido u oxidrilo (OH -)
con un catión metálico. Así:
Hidróxido de zinc
La formula general es: Donde indica el
metal y el número de iones hidróxido (OH), que
corresponde al estado de oxidación del metal. Los
hidróxidos son el resultado de la reacción entre un
óxido metálico (óxido básico) con agua, originando
una base creada por un metal y el grupo hidroxilo;
por ejemplo:
Hidróxido de potasio
La Tabla 1 muestra ejemplos de hidróxidos con sus
respectivos nombres, empleando la nomenclatura
tradicional:
Tabla 1 . Ejemplos de hidróxidos.
Fórmulaquímica
Nomenclaturatradicional
AgOH Hidróxido de plataCa(OH)2 Hidróxido de calcio
Fe(OH)3 Hidróxido férrico
En el sistema tradicional, se inicia con el nombre
hidróxido seguido de la terminación -oso si se trata
del menor número de oxidación y se usa ico, si se
refiere al mayor número de oxidación. En el caso de
que el elemento tuviera solamente un número de
oxidación; se emplea el nombre del metal.
Hidróxido de sodio
Hidróxido cuproso
Hidróxido cúprico
L
ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 20 minutos)
FORMACIÓN DE UN HIDRÓXIDO: HIDRÓXIDO DE CALCIO [Ca(OH)2]
Con esta actividad se demostrará la formación de un hidróxido a partir de la reacción de un óxido metálico con agua. Asimismo, se
detectará nitrógeno presente en el cabello convirtiéndolo en amoníaco (NH 3) el cual, es una base. Forme grupos de tres estudiantes y
repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿han usado cal para abonar la tierra de una planta en una maceta o el jardín?
¿Tendrá nitrógeno nuestro cabello? ¿Qué compuestos lo contienen?
Materiales
Una muestra de cabello. Un Mechero de alcohol.
1 Frasco pequeño de vidrio de Gerber®. Agua (cantidad necesaria).
1 Base de hierro o rocas (para sostener el bote de Gerber®).
1 g de óxido de calcio (CaO) (encuéntrelo en ferreterías o construcción).
Si no poseen un mechero de alcohol, pueden construirlo artesanalmente de la siguiente manera:
1. Usar un frasco de Gerber® y en su tapadera realizar una perforación en el centro.
2. Agregar alcohol en el envase e introducir una cinta de tela de algodón. Cerrarlo y listo.
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REACCIONES QUÍMICAS Química
Una lista de cationes y aniones comunes aparecen en la Tabla 2:
Tabla 2. Fórmulas, cargas iónicas y nombres de algunos iones comunes
Cationes comunes Aniones comunes
Fórmula Carga iónica Nombre iónico Fórmula Carga iónica Nombre iónico
Li+ 1+ Ión litio F- 1- Ión fluoruro
Na+ 1+ Ión sodio Cl- 1- Ión cloruro
K+ 1+ Ión potasio Br- 1- Ión bromuro
NH4+ 1+ Ión amonio I- 1- Ión yoduro
Ag+ 1+ Ión plata OH
- 1- Ión hidróxido
Mg2+
2+ Ión magnesio CN- 1- Ión cianuro
Ca2+
2+ Ión calcio ClO- 1- Ión hipoclorito
Ba2+
2+ Ión bario ClO2- 1- Ión clorito
Zn2+
2+ Ión zinc ClO3- 1- Ión clorato
Cu2+ 2+ Ión cúprico o ión cobre (II) ClO4- 1- Ión perclorato
Hg22+ 2+ Ión mercurioso o ión mercurio (I) CH3COO- 1- Ión acetato
Hg2+ 2+ Ión mercúrico o ión mercurio (II) MnO4- 1- Ión permanganato
Co2+ 2+ Ión cobaltoso o ión cobáltico NO2- 1- Ión nitrito
Ni2+ 2+ Ión niqueloso o ión níquel (II) NO3- 1- Ión nitrato
Pb2+ 2+ Ión plumboso o ión plomo (II) SCN- 1- Ión tiocianato
Sn2+ 2+ Ión estannoso o ión estaño (II) O2- 2- Ión óxido
Fe2+
2+ Ión ferroso o ión hierro (II) S2-
2- Ión sulfuro
Fe3+ 3+ Ión férrico o ión hierro (III) SO42- 2- Ión sulfato
Cr3+
3+ Ión crómico o ión cromo (III) PO43-
3- Ión fosfato
Al3+
3+ Ión aluminio HCO3- 1-
Ión bicarbonato o iónhidrógeno carbonato
Procedimiento
1. Introducir la muestra de cabello en el fondo del bote, procurando que quede un poco suelto.
2. Adicionar el óxido de calcio (CaO). Luego, agregar el agua de modo que cubra justamente la muestra.
3. Calentar suavemente el bote con el mechero hasta que el contenido comience a hervir. Con su mano llevarán los vapores que
emanan del bote, hacia la nariz. Por ningún motivo se inhalará directamente los vapores del bote, debido a que el gas
resultante es irritante.
¿Qué sucedió?
Al someter al calor la muestra de cabello en presencia de óxido de calcio, la proteína del cabello (queratina) libera amoníaco
(NH3); que tiene carácter básico y se detecta por su olor característico. En este experimento, el óxido de calcio reacciona con el
agua y se forma hidróxido de calcio, Ca (OH)2. La ecuación siguiente representa la reacción química que se produce: . El Ca (OH)2 reacciona con las proteínas, descomponiéndolas y liberando NH3.
Investiga
¿Por qué el amoníaco (NH3 ) es una base? ¿Qué otro nombre recibe el óxido de calcio? ¿Por qué?
¿De qué forma nos dimos cuenta de que el cabello contiene nitrógeno?
¿Qué tipo de compuesto se formó al reaccionar el óxido metálico (CaO) con el agua?
Escribe la ecuación química balanceada que representa esta reacción, especificando el estado físico de sus componentes.
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REACCIONES QUÍMICAS Química
2. Función ácido oxácido, oxiácido u oxácido: Los
ácidos ternarios se constituyen de hidrógeno,
oxígeno y un elemento no metálico o un metal
de transición. Su fórmula general es: en
donde es el elemento no metálico o metal de
transición, y son el número de átomos de
cada uno de los elementos que participan.
Los oxácidos son los ácidos que poseen oxígeno y
son el resultado de la reacción del agua con óxidos
no metálicos (anhídrido u óxido ácido); es decir:
Ácido nítrico
Ácido nitroso
En el ejemplo, el nitrógeno al poseer dos valencias,forma dos óxidos distintos, cada uno de los cuales
genera un ácido diferente al reaccionar con agua. La
Tabla 3, presenta ejemplos de ácidos oxácidos con
su respectivo nombre, usando sólo el sistema de
nomenclatura tradicional:
Tabla 3 . Ejemplos de ácidos oxácidos.
En la nomenclatura tradicional, al compuesto se le
nombra con la palabra ácido. Se hace uso del sufijo -
oso para números de valencia 1 y 2; -ico para los
número de valencia 3 y 4. El prefijo hipo- para los
números de valencia 5 y 6, y per-, para el número de
valencia 7.
Los oxácidos más comunes son listados en la Tabla
4. Es importante conocer los nombres y fórmulas de
estos ácidos, debido que los nombres de todos los
ácidos y sales ternarias son derivados de ellos.
Tabla 4 . Fórmulas químicas de algunos ácidos oxácidos.
Fórmulaquímica
Número deoxidación delátomo central
Nomenclaturatradicional
Fórmulaquímica
Número deoxidación delátomo central
Nomenclaturatradicional
H2SO3 +4 Ácido sulfuroso H2SO4 +6 Ácido sulfúrico
HNO2 +3 Ácido nitroso HNO3 +5 Ácido nítrico
H2SeO3 +4 Ácido selenioso H2SeO4 +6 Ácido selénico
HBrO2 +3 Ácido bromoso HBrO3 +5 Ácido brómico
Para poder determinar el número de oxidación en
los oxácidos se siguen los siguientes pasos:
1. Se escriben los números de oxidación que se
conocen; es decir, los que no cambian. En el
caso del ácido perclórico:
serán el
hidrógeno y oxígeno. El cloro es el elemento
con número de oxidación desconocido (x); ya
que, puede variar.
2. Se multiplica el número de oxidación de los
elementos químicos que no varían por todos
los subíndices:
3. Se despeja (x):
Así, 7 es el número de oxidación del cloro; ya que, la
suma de las cargas iónicas es igual a cero; que
equivale a que posee tantas cargas positivas como
negativas.
Se indica que los oxácidos con el elemento central
en el estado de oxidación más alto, por lo general
contienen más átomos de oxígeno y los que tienen
bajos estados de oxidación, poseen menos átomos
de oxígeno.
Fórmulaquímica
Nomenclaturatradicional
HClO Ácido hipocloroso
HClO2 Ácido cloroso
HClO3 Ácido clórico
HClO4 Ácido perclórico
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REACCIONES QUÍMICAS Química
3. Función sal : Es el producto de la reacción entre
un ácido y una base. En esta reacción se forma
una sal y agua, excepto cuando se combina un
óxido no metálico y un óxido metálico. Se
distinguen: la sal neutra, sal ácida, sal básica y
sal doble.
1. Sal neutra u oxisal : Son compuestos formados
por un hidróxido y un oxiácido. La designación
que reciben las sales provienen del nombre del
ácido oxácido que las origina.
Sulfato de sodio
Estas sales ternarias son compuestos que resultan
de reemplazar todos los hidrógenos del ácido por el
elemento metálico del hidróxido.
Hipoclorito de sodio
Para nombrar una sal que deriva de un ácido cuyo
nombre específico termina en – oso, se reemplaza
por la terminación – ito.
ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 20 minutos)
FORMACIÓN DE UN ÁCIDO OXÁCIDO: ÁCIDO CARBÓNICO [H2CO3]
Con esta actividad se obtendrá un ácido oxácido mediante la reacción de un anhídrido con agua. Forme grupos de tres o cuatro
estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿alguna vez han probado la leche agria? ¿Han tenido malestarestomacal después de haber comido demasiado? ¿Qué han sentido cuando les pica una hormiga? ¿Qué será un compuesto ácido?
¿Qué sustancias deberán hacerse reaccionar para obtenerlo?
Materiales
2 g de carbón. 1 manguera de tres a cinco mm de diámetro.
1 Frasco de vidrio de Gerber® con su tapadera. 1 cinta adherente tapagoteras.
1 base de hierro o rocas (para sostener el frasco de Gerber®). Mechero de alcohol (Actividad 1).
1 botella plástica transparente. Agua (cantidad necesaria).
Procedimiento
1. Realizar un agujero en la tapadera del frasco de Gerber® a la medida del diámetro de la manguera. Introducir la manguera en el
agujero y asegurarla con la cinta adherente, de tal forma que evite la salida de los vapores que se produzcan.
2. Colocar el carbón en el bote y cerrarlo con su tapadera.
3. Llenar ¾ de la botella plástica con agua e introducir el otro extremo de la manguera.
4. Poner el frasco de Gerber® a la llama del mechero de alcohol. Observar.
¿Qué sucedió?
En el frasco de Gerber® se produce una combustión y se obtiene dióxido de carbono (CO 2); el cual, es un anhídrido, en forma de
gas. La producción de este gas se comprueba mediante el burbujeo del agua contenida en la botella plástica. La reacción química
que se produce se presenta así .
¿Qué sucedió?
Después de aproximadamente cinco minutos, se obtiene un ácido oxácido por la reacción del anhídrido, ya antes obtenido, con el
agua. Este ácido recibe el nombre de ácido carbónico (H2SO
3). La reacción química que se da se presenta mediante la ecuación
siguiente:
Pregúnteles: ¿qué sucedió cuando se calentó la muestra contenida en el frasco de Gerber®? ¿Cómo se comprobó la formación del
anhídrido? ¿Cuál es la ecuación que representa la reacción química de la formación del anhídrido? (Específica el estado físico de los
compuestos) Indica la ecuación que representa la reacción química de la formación del ácido oxácido y especifica el estado físico de
los componentes.
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REACCIONES QUÍMICAS Química
Análogamente, cuando el nombre específico delácido termina en – ico, este se cambia por – ato; se
especifican en la Tabla 5. La tabla 6, presenta
ejemplos de sales neutras con su nombre en la
nomenclatura tradicional.
Tabla 5 . Nomenclatura de la sal neutra.
Nombre delácido
Nombre de lasal neutra
Hipo –oso Hipo –ito
-oso -ito
-ico -atoPer –ico Per –ato
Tabla 6 . Ejemplo de sales neutras.
Fórmulaquímica
Nomenclaturatradicional
Na3PO4 Fosfato de sodio u ortofosfato de sodio
LiClO4 Perclorato de litio
Mg(BrO)2 Hipobromito de magnesio
En el sistema tradicional se utiliza como nombre
genérico el nombre del no metal con el sufijo y el
prefijo correspondiente a su número de valencia y
como nombre específico el nombre del metal, que
es el elemento dado por el hidróxido.
2. Sales ácidas: Estas surgen cuando los elementos
metálicos no reemplazan a la totalidad de los
hidrógenos catiónicos. Los ácidos deben poseer
dos o más hidrógenos en su molécula para que
se formen estas sales. La molécula de las sales
ácidas une un metal y un radical negativo, pero
entre ellos se halla el hidrógeno.
Carbonato ácido de potasio o
Bicarbonato de potasio
Sulfato ácido de litio o
Bisulfato de litio
Para poder nombrarlos en el sistema tradicional se
siguen las mismas reglas de las sales neutras, sólo
que en este caso, se debe agregar la palabra ácido
antes del nombre del metal. La Tabla 7, presenta
ejemplos de sales ácidas:
Tabla 7 . Ejemplo de sales ácidas.
Fórmulaquímica
Nomenclaturatradicional
KHCO3 Carbonato ácido de potasio/bicarbonato de potasio
NaHSO4 Sulfato ácido de sodio/ bisulfato de sodio
3. Sal básica: Se obtienen cuando se sustituye de
forma parcial los grupos hidroxilo (OH-) por los
aniones de un ácido.
Carbonato básico dehierro (III)
En su fórmula se escribe primero el metal; luego, el
OH y finalmente el radical; se nombra en primer
lugar el nombre del radical de la sal; luego, la
palabra básico y el elemento metálico o bien, si en
su fórmula no aparece el OH, sólo se menciona el
nombre del radical para la sal y luego se anota el
nombre del metal.
Nitrato básico de cobre (II)
4. Sal doble o mixta: Se obtiene al sustituir todos
los hidrógenos del ácido por átomos metálicos
distintos de hidróxidos. En la fórmula se escribe
los dos metales en orden de electropositividad y
por último, el radical. Las normas para poder
¿Por qué las sales conducen la corriente?
Los electrolitos son aquellas sustancias que al disolverse
en el agua permiten el paso de la corriente eléctrica.
Uno de los electrolitos más utilizados es la sal común
(NaCl).
Al disolverse en el agua, la sal se disocia en sus iones
correspondientes (catión sodio Na+ y anión cloruro Cl-).
Estos iones se mueven en la disolución; por lo tanto, si
introducimos los extremos de un circuito eléctrico, se
efectuará el paso de la corriente eléctrica a causa del
movimiento de los iones, pues crecerá la conductividad
del medio acuoso.
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REACCIONES QUÍMICAS Química
denominarlos en el sistema tradicional son las
mismas de las sales ácidas.
Sulfato de aluminio y potasio (alumbre)
2. ESCALA DE pH
Un agricultor o un buen jardinero necesita conocer
la acidez o la basicidad del suelo para determinar si
las plantas que desea cultivar son idóneas para el
tipo de suelo o debe mejorar sus condiciones. Por
ello ¿qué les recomendaría hacer para determinar la
acidez o la alcalinidad del suelo y que sea idóneo
para el buen desarrollo de las plantas?
El pH es una medida de la acidez o alcalinidad. Laescala de pH va desde: 0 (acidez máxima) hasta 14
(nivel básico máximo) y el punto medio es 7 donde
existe un equilibrio entre la acidez y la alcalinidad;
dicha solución sería neutral (Fig. 1).
Figura 1. El científico alemán Richard Martín Willstätter (1872-
1942) fue el primero que describió el cambio de color de las
antocianinas, que son los pigmentos que otorgan el color rojo,
púrpura o azul a las hojas, flores y frutos de ciertas plantas.
Estos pigmentos son un mecanismo de defensa contra la luz
ultravioleta (UV) y evitar la producción de radicales libres. Al
cambiar la acidez, es decir el pH de la planta, los colores de las
antocianinas cambian. Por eso es que observamos que las hojas
cambian de color, como en las hojas de mango.
El agua es un disolvente único y por tal razón se
halla implicada en varios experimentos de
laboratorio y aplicaciones biológicas e industriales
que incluyen ácidos y bases. Empero, el agua es un
electrólito débil y por ello, un mal conductor de
electricidad, debido a que experimenta una ligera
ionización, en otras palabras, una pequeña fracción
de esta se disocia en los iones que componen la
molécula: ión hidronio (H3O+, ión ácido) e ión
hidróxido (OH+, ión básico):
Cuando en una solución la concentración de H3O+ es
mayor que la de OH-, entonces, es ácida; pero si la
concentración de OH- es mayor que la de H3O+ es
básica o alcalina. Mientras que la solución será
neutra cuando su concentración de H3O+ es igual a
la de OH-.
Frecuentemente, para abreviar, se usa la fórmula H+
(ión hidrógeno) para la representación del H3O+:
. El ión hidronio (H3O+), es la
mejor forma de representar la estructura externa
del H+ hidratado en solución acuosa. Las
concentraciones de H3O+ y de OH- en disolución
generalmente son bajas, por ello se usa una forma
más práctica y rápida para medir la basicidad y la
acidez de una disolución, es decir, se utiliza el
concepto de pH (Fig. 2).
El término pH significa potencial de hidrógeno. La
escala de pH es una forma útil para poder describir
la concentración de H3O+ en soluciones ácidas y la
de OH- en soluciones básicas, para medir la acidez y
basicidad de una disolución. Por definición, el pH de
una disolución es el logaritmo negativo de una
expresión numérica de la concentración molar de
H3O
+
(Ec. 1), es decir, que la diferencia entre unaunidad y otra atañe a un cambio de potencia de 10.
Por ejemplo, una muestra que posee un valor de pH
5, es diez veces más ácida que una muestra de pH 6.
Del mismo modo, una muestra de pH 4 es cien
veces más ácida que la de pH 6. El resultado del
cálculo del pH, es una cantidad sin unidades.
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Más ácido Más básico
Neutro
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REACCIONES QUÍMICAS Química
( [])
[] [] Ec. 1
Multiplicando por -1 a ambos lados de la ecuación,resulta (Ec. 2):
[] Ec.2
La definición matemática para logaritmo base 10, es
la siguiente (Ec. 3):
Ec.3
Entonces, si: [] y
Se obtiene: [] Ec. 4
De la ecuación 4, se observa que el pH es el valor
negativo del exponente de la concentración de los
H3O+. Por ejemplo, si la concentración de H3O+ de
una solución es 10-10 M significa que posee un pH de
10. ¿Cómo se relacionan estos números con la
concentración de OH-? Si se multiplican entre sí la
concentración de iones hidronio e iones hidróxido,el producto es 10
-14 (Ec. 5):
[] [] Ec. 5
Si en la Ecuación 5, tomamos logaritmos decimales
en ambos miembros, obtenemos lo siguiente:
[] [] [] []
[] []
Por ello, si el pH de una solución es 9, entonces, la
concentración de los iones hidronio es 10-9 M y la
concentración de iones hidróxido es (10-14 /10
-9) M
que es 10-14-(9); es decir, 10
-5 M.
Figura 2 . Valor aproximado de pH de algunas sustancias.
Para medir el pH de una disolución se pueden usar
dos métodos en función de la precisión con que se
desea realizar la medida:
1. pH -metro: Se usa para hacer mediciones que
demandan exactitud. Determina el pH por el
método llamado potenciométrico (Fig. 3).
Figura 3. Un pH-metro digital.
Electrodo
Pantalla digital
Botones decalibración
Solución a medirel pH
Ácido clorhídrico (HCl)Ácido de baterías
Jugo de limónVinagre
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
Amoníaco (NH3)
Orina humanaLeche
Agua de mar
Bicarbonato de sodio
Agua destilada
Café negroAgua lluvia
Bebidas gaseosas
Pasta dentalLeche de magnesia
Lejía
Vino y cerveza
Neutro
Básico
Ácido
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REACCIONES QUÍMICAS Química
El medidor de pH mide esencialmente el potencial
electroquímico entre un líquido conocido (patrón)
en el interior del electrodo de vidrio (membrana) y
una solución desconocida. Cuando el electrodo de
vidrio entra en contacto con la solución patrón se
constituye un potencial electroquímico que hace
que los H3O+ interactúen con él y determine el pH
de la muestra tratada (Fig. 4).
Figura 4. El pH-metro se calibra por medio de tres diferentes
soluciones tampón que tienen pH de 4, 7 y 10.
2. Indicadores: Para mediciones de pH que no se
necesita mucha precisión se usan sustancias
llamadas indicadores, que varían de color de
manera reversible según el pH del medio y se
añaden de forma directa a ella, tal como, la
fenolftaleína, azul de bromocresol, amarillo de
metilo, etc. (Fig. 5).
Se usan también, tiras de papel indicador llamados
papel tornasol , que al ser sumergidos en la
disolución adoptan un color de acuerdo a la
concentración de protones que se hallan en la
disolución (Fig. 6).
Figura 6 . A. El papel indicador se sumerge un par de segundos
en la disolución a examinar. Se espera durante 10 -15 seg., y
luego se compara el color resultante con los de la escala de
colores.
3. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Así como existen miles de especies animales y de
plantas, hay muchos tipos distintos de reacciones
químicas; las cuales, se hace necesario conocerlas y
clasificarlas.
¿Por qué balancear el pH en los productos para la piel?
La capa externa de nuestra piel posee una estructura de
queratina, igual que nuestro cabello. Los productos que
dan brillo a la piel y la aclaran tienen un pH más alto. Su
propósito es remover la capa de queratina que puede
poseer células muertas.
Las células nuevas de la parte interna se notan frescas y
más vibrantes. Casualmente, el uso de estos productos
básicos sobre la piel pueden ayudar; pero el uso muycontinuo daña la piel saludable al eliminar muchas
capas de células.
i l e t
e
e t i l
z l
e t i
l
r i l l
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r
j
e
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j
e
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F e
l f t l e í
z l
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c r e s
l
1413
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
T i
l f t l e í
r i l l
e
l i z r i
Figura 5 . Indicadores de uso muy frecuente en el laboratorio. La
columna de color negro indica los valores de pH.
160
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REACCIONES QUÍMICAS Química
Reflexione lo siguiente: si fuera al parque nacional El
Imposible y viera por primera vez animales que
jamás había observado ¿cómo sabría si debería
tenerle precaución o no?
ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 30 minutos)
DETERMINAR SI UNA SUSTANCIA ES ÁCIDA, BÁSICA O NEUTRA UTILIZANDO UN INDICADOR
En esta actividad se preparará un indicador a partir del repollo morado y se usará para establecer el valor aproximado del pH dealgunas sustancias y determinar si son ácidas, básicas o neutras. La medición de acidez o basicidad de las sustancias se basará en el
cambio de color del líquido según el pH de la sustancia a la cual se agregue. El indicador del jugo del repollo morado posee una
molécula, la antocianina, que es la responsable de los cambios de color (Fig. 7). Forme grupos de tres estudiantes y repártales los
materiales que utilizarán. Pregúnteles: ¿podrían lograrse indicadores naturalmente? ¿De qué frutas, verduras o hierbas? ¿Será que
todas las sustancias poseen valores de pH diferentes? ¿Cuáles podrían ser los valores aproximados del pH de algunas sales
domésticas?
Materiales
½ repollo morado. 1 colador de orificios pequeños.
Agua caliente (cantidad necesaria). 1 mortero casero o instrumento para triturar.
1 olla pequeña. 3 vasos plásticos transparentes pequeños.
4 cucharas plásticas. Marcadores.2 cucharadas de: jugo de limón (ácido cítrico [C 6H8O7]) y lejía (hipoclorito de sodio 5% m/v [NaClO]).
Diversas muestras: polvo de hornear, jabón líquido, tableta de Alka -Seltzer®, una soda, entre otros.
Procedimiento
1. Cortar las hojas del repollo en trozos pequeños y colocarlos en capas hasta un grosor de dos cm dentro de la olla.
Le deberán agregar el agua hasta cubrir la superficie de las capas.
2. Triturar con el mortero las hojas del repollo hasta obtener un extracto de color morado profundo.
3. Verter el indicador en los vasos plásticos hasta ¼ de su capacidad. Tres vasos les servirán de testigos; es decir, que con esto se
efectuarán las comparaciones de las muestras por analizar; los cuales, se identificarán de la siguiente manera: el vaso 1 será el
pH ácido; el vaso 2, pH básico y el vaso 3, pH neutro. Los demás vasos serán adonde se colocarán las muestras.
4. En el vaso 1 poner el jugo de limón, en el vaso 2, verterán la lejía y en el vaso 3, agua. Observar.
5. Finalmente, en el vaso 4 y en los restantes deberán colocar las muestras por analizar.
¿Qué sucedió?
Según el cambio el color de las muestras en el indicador, se determinará si es ácido, básico o neutro comparándolo con el torno de
las soluciones testigos, como se ve en la figura de abajo.
Pregúnteles: ¿las sustancias como el jugo de limón y vinagre son ácidos o básicos? ¿Cuál ión podría explicar esta característica? ¿En
las soluciones limpiadoras como la lejía o la soda caústica, cuál ión podría estar implicado? ¿Cuáles muestras resultaron ser ácidas,
básicas o neutras? ¿Cómo llegó a dicha inferencia?
<2 4 6 7 7.5 9 10 12 13>Escala de pH
161
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REACCIONES QUÍMICAS Química
Posiblemente, si observa un tigrillo pensaría que se
parece a un gato; en cambio, si se le aparece un
pajuile, cuya apariencia es similar a la del pavo, será
más seguro que huya el ave de usted (Fig. 7).
De la misma manera que los biólogos clasifican los
seres vivos, los químicos organizan las reacciones
químicas. A continuación, se detallan los distintos
tipos de reacciones químicas que se manifiestan:
Figura 7 . A. El tigrillo es un mamífero carnívoro y B. El pajuil es
un ave galliforme; especies que habitan en la reserva natural El
Imposible (Ahuachapán).
Reacción de Neutralización
La reacción de un ácido con una base se denomina
reacción de neutralización; porque las propiedades
de ambos compuestos se minimizan o neutralizan
cuando reaccionan entre sí.
Por ejemplo, tanto en los laboratorios como en el
hogar se utiliza con frecuencia el ácido clorhídrico
(HCl) diluido aproximadamente al 50% v/v; con el fin
de remover el exceso de cemento que queda
durante la colocación de la cerámica.
El hidróxido de sodio (NaOH) es una sustancia que se
usa, por lo común, en el laboratorio y el hogar; y es
el principal componente de muchos productos de
limpieza de las cañerías. Ya que el HCl es una
sustancia ácida y el NaOH es una sustancia básica, y
si se combinaran resultaría una neutralización.
Se nombra de neutralización porque el ácido y la
base dejan de serlo al reaccionar entre sí; pero, esto
no significa que el pH de la disolución que se obtiene
sea neutro. Seguidamente, se presenta un ejemplo
de reacción de neutralización (Fig. 8).
Figura 8. A. En un principio se posee una mezcla de iones. Alocurrir la reacción de neutralización, B. los H3O
+ reaccionan con
los OH- formando agua (H2O), quedando los iones de sodio y
cloro en la solución y produciéndose una solución de cloruro de
sodio (NaCl) en agua.
A B
H+
Cl-
OH+
Cl- Na+
H2O
A B
ACTIVIDAD 4. (Tiempo: 20 minutos)
REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN
Nuestro estómago secreta naturalmente ácido clorhídrico (HCl), que activa el pepsinógeno y lo transforma en pepsina para llevar a
cabo el proceso de la digestión. En ocasiones por diversas razones (abuso de comidas, tensión nerviosa, difícil digestión, etc.)
aparece la hiperacidez que puede provocar efectos irritantes en las paredes del estómago y el esófago.
Para combatir la acidez estomacal se deben utilizar sustancias de carácter básico; ya que reaccionan con los ácidos para formar sal
y agua (reacción de neutralización), estas sustancias son los antiácidos. Forme grupos de tres o cuatro estudiantes y repártales los
materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿alguna vez han tomado un antiácido para aliviar el malestar estomacal? ¿Qué han
sentido luego de haberlo ingerido? ¿Cómo determinaría entre dos diferentes marcas de antiácidos, cuál es la más eficiente?
Materiales
1 frasco de limpiador de inodoro (10% v/v ácido clorhídrico) (Bowl Cleaner®) o vinagre (ácido acético, CH 3COOH).
1 taza de extracto de repollo morado (indicador) (Actividad 3) (Fig. 7).
Diversos antiácidos: Alka -Seltzer®, Tums®, Rolaids®, Malox®, entre otros.
Na+
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REACCIONES QUÍMICAS Química
Reacción de Óxido-reducción o redox
¿Qué tipo de reacción ocurre en una manzana que ha
sido mordida? Después, que da cada mordida a la
fruta, aparecen puntos de manchas cafés ¿Qué
causa el color café que aparece en las frutas y en las
verduras después de pelarlas? Es de recordar, que el
cambio de coloración, es una de las señales de que
ha ocurrido una reacción química.
Una reacción redox se caracteriza porque hay una
transferencia de electrones, donde una sustancia
gana electrones y la otra sustancia los pierde. Es
decir, que una sustancia se reduce y otra se oxida, de
ahí su nombre. Muchas reacciones importantes son
reacciones redox. La formación de herrumbre (Fig. 9)
y la combustión de hidrocarburos, son algunos
ejemplos.
Figura 9. Un clavo de hierro (Fe) se oxida (Fe2O3) cuando es
expuesta al agua y al aire.
Si analizas la ecuación de la reacción entre el zinc y el
oxígeno, se observa cuáles son los átomos que ganan
electrones y cuáles los pierden.
Asimismo, puede determinarse dónde quedan los
electrones en una reacción redox al comparar el
número de oxidación de cada tipo de átomo o un ión
antes y después de que se efectúe la reacción.
En la formación de óxido de zinc, el átomo de zinc y
la molécula de oxígeno con la que reacciona, se les
asigna un número de oxidación de cero. En el
compuesto iónico que se produce, cada ión óxido
contiene carga 2- y un número de oxidación de 2-.
Puesto que el compuesto debe ser neutro, la carga
positiva total debe ser 4+; por ello, cada ión zinc
debe tener una carga y número de oxidación de 2+.
Se llama reacción de oxidación a la reacción en la
que un elemento pierde electrones. El elemento que
Fe2O3
4 vasos plásticos transparentes pequeños.
Agua (cantidad necesaria).
Procedimiento
1. Verter el indicador (extracto de repollo) en los vasos plásticos hasta ¼ de su capacidad. Dos vasos servirán de testigos; es decir,
que con estos se efectuarán las comparaciones de las muestras por analizar, los cuales se identificarán de la siguiente manera:
el vaso 1 será el pH ácido y el vaso 2, pH neutro. Los demás vasos serán adonde se colocarán las muestras.2. En el vaso 1 poner dos cucharadas del limpiador de inodoro (HCl) y en el vaso 2, dos cucharadas de agua. Observar.
3. En los vasos restantes deberán verter las muestras de antiácidos. Observar.
¿Qué sucedió?
El antiácido más eficiente para controlar la acidez estomacal es aquel cuya coloración en el indicador del repollo morado cambió
de manera semejante a la solución del vaso 2, con pH neutro.
Pregúnteles:
Describe las diferentes formas en que los antiácidos reaccionaron con el limpiador. Explica tu respuesta.
¿Cuál de los antiácidos que se utilizaron fue es el más eficiente para controlar la acidez?
Investiga el ingrediente activo de los diferentes tipos de antiácidos que se han utilizado.
¿La eficiencia de un antiácido depende de la naturaleza del ingrediente activo, de su cantidad o de ambos?Indica la reacción de neutralización entre los antiácidos y el ácido clorhídrico (HCl) presente en el jugo gástrico.
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REACCIONES QUÍMICAS Química
pierde electrones se queda con mayor carga positiva,
es decir, que su número de oxidación se incrementa
y se dice que el elemento químico se oxidó durante
la reacción.
El zinc se oxida durante la formación del óxido de
zinc porque cada átomo de zinc metálico pierde dos
electrones. La reacción de oxidación se puede
escribir sola para demostrar cómo cambia el zinc
durante la reacción redox:
[] (Pérdida de electrones)
Los electrones que pierde el átomo de zinc deben de
transferirse a otro átomo o ión. Esta es la razón por
la cual las reacciones de oxidación no ocurren solas,
siempre van acopladas con las reacciones de
reducción.
Una reacción de reducción es aquella en la que un
elemento gana uno o más electrones. Se dice que el
elemento que gana los electrones y adquiere mayor
carga negativa, se reduce, lo cual, significa que su
número de oxidación disminuye o reduce.
(Ganancia de electrones)
Debido a que, las reacciones de oxidación y de
reducción ocurren juntas (Fig. 10), cada una de ellas
se denomina una semirreacción.
[]
Figura 10 . El oxígeno acepta los electrones que pierde el zinc y se reduce durante la reacción, porque cada átomo de oxígeno gana dos
electrones. En cambio, el zinc se oxida y su número de oxidación aumenta desde cero hasta 2+.
La ecuación balanceada de las dos semirreacciones
muestra que la molécula de oxígeno ha ganado
cuatro electrones y que para producir estos cuatro
electrones deben tomar parte dos átomos de zinc
en la reacción. Las semirreacciones son las
siguientes:
[] (oxidación)
(reducción)
Enseguida se muestra la ecuación total balanceada
de la reacción que se presentó al inicio del estudio
de las reacciones redox:
..: ..
+
Átomo de zinc, Zn
Átomo de oxígeno, O
Ión de zinc, Zn2+ Ión de oxígeno, O2-
:
:
¿Por qué nos duele cuando nos pica una abeja?
El veneno de abeja es una sustancia ácida; debido que se
compone de ácido fórmico (HCOOH), ácido clorhídrico
(HCl) y ácido fosfórico (H3PO4), entre otros compuestos
orgánicos; por ello, es que la picadura debe tratarse con
una sal básica, como bicarbonato de sodio (NaHCO3); ya
que, produce una reacción de neutralización.
:
..
. :.
..
. :..
.
..: :..
..: :..
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REACCIONES QUÍMICAS Química
⏟ ⏟ ⏞
¿Qué es un agente oxidante y un agente reductor?
A continuación, se presentan sus definiciones:
Agente oxidante: Es el compuesto químico que
forma parte de la reacción redox que es capaz de
oxidar al otro y que a su vez, se reduce.
En la reacción del zinc con el oxígeno, el oxígeno es
el elemento que se reduce; por ello es el agente
oxidante:
Agente reductor : Es el compuesto partícipe de la
reacción redox, capaz de reducir al otro
compuesto y que a su vez, se oxida, Así, el zinc es
el elemento que se oxida y es el agente reductor.
Es decir:
Agentereductor
Agenteoxidante
Se reduce a
Se oxida a
ACTIVIDAD 5. (Tiempo: 20 minutos)
REACCIÓN DE ÓXIDO -REDUCCIÓN O REDOX
Con esta reacción se demostrará una reacción redox, a través, de la limpieza de una cadena de plata, puesto que se produce una
transferencia de electrones entre la plata y el aluminio, de la bandeja que utilizaremos. Forme grupos de tres o cuatro estudiantes
y repártales los materiales que utilizarán. Pregúnteles: ¿qué significa una oxidación? ¿Es un cambio químico o físico? ¿Cuáles
factores podrían intervenir en la oxidación? ¿Cuáles condiciones peligrosas pueden crearse si los edificios, aviones o puentes se
corroen en sus estructuras metálicas?
Materiales
1 cadena de plata (Ag) oscurecida. 1 bandeja de aluminio poco profunda.
2 cucharadas de bicarbonato de sodio (NaHCO3). Agua caliente (cantidad necesaria).
2 cucharadas de sal común (NaCl).
Procedimiento
1. Preparar una mezcla con el agua caliente, la sal y el bicarbonato de sodio en la bandeja de aluminio.
2. Añadir la cadena de plata en la mezcla y esperar durante unos minutos, para apreciar que la cadena recupera su brillo natural.
¿Qué sucedió?
La plata se oscurece debido a la formación de sulfuro de plata (Ag 2S) que se forma en su superficie producto de la reacción de laplata con compuestos de azufre del aire. Para eliminar el sulfuro de plata se necesita una reacción que invierta el proceso, es decir,
que transforme el sulfuro de plata en plata. El aluminio (Al) de la bandeja reacciona con el sulfuro de plata de la cadena liberando
plata y produciendo sulfuro de aluminio (Al2S), que queda en la bandeja.
La mezcla caliente con las sales ayuda a la transferencia de electrones. La ecuación química que representa a la reacción química es
3 3 6 3 evidenciando que la plata se reduce y el aluminio se oxida.
Asimismo, el bicarbonato de sodio reacciona con el H2S en una reacción de neutralización, de la siguiente manera: 3 3 3 3 3
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REACCIONES QUÍMICAS Química
Reacción de Precipitación
Este tipo de reacción consiste en la formación de un
compuesto químico que no es soluble llamado
precipitado; producido al mezclar dos disoluciones
diferentes, cada una de las cuales aporta un ión a
dicho precipitado (Lección 11).
Un ejemplo común de este tipo de reacción, es la
mezcla de nitrato de plata (AgNO3) y el cloruro de
sodio (NaCl). La reacción química que se genera es
. El
precipitado que se produce es sólido (cloruro de
plata, AgCl) y es insoluble en agua (Fig. 11).
Figura 11. Se produce una reacción de precipitación al hacer
reaccionar nitrato de plata (AgNO3) y cloruro de sodio (NaCl).
Las precipitaciones se producen porque los sólidos
resultantes no son solubles en soluciones acuosas.
Las reacciones de precipitación ocurren a nuestro
alrededor a cada instante, por ejemplo, a veces las
tuberías de nuestras casas se obstruyen debido a laformación de precipitados de magnesio y óxido de
calcio.
De igual manera, es que se generan los cálculos
renales; los cuales son piedras renales producidas
de la precipitación de iones de calcio y oxalatos.
4. CLASIFICACIÓN DE REACCIONES QUÍMICAS DE
ACUERDO AL PRODUCTO FORMADO
Como hemos estudiado, las reacciones químicas se
pueden clasificar de varias formas. Otra manera de
poder clasificarlas es dependiendo de los procesos y
el producto formado, así tenemos: la reacción de
combinación, reacción de doble desplazamiento, la
reacción de desplazamiento sencillo y la reacción de
descomposición.
Reacción de Combinación, Síntesis o Adición
En este tipo de reacción dos o más sustancias se
combinan para formar un producto. Las sustancias
reaccionantes pueden ser elementos, compuestos o
un compuesto y un elemento, y el producto es un
compuesto.
Entre las reacciones de combinación se tienen los
siguientes ejemplos:
Reacción de Descomposición
En estas reacciones los reactivos son compuestos,
que por la acción del calor, la electricidad u otro
medio, se descompone en dos o más compuestos o
elementos.
Entre las reacciones de descomposición se tienen:
AgCl
Pregúnteles: ¿cuál es la reacción redox que se produce? ¿Cuál es el agente oxidante? ¿Y el agente reductor? ¿Cuál compuesto es el
que se oxida y el que se reduce? Dibuja los electrones que se transfieren y quién los recibe.
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REACCIONES QUÍMICAS Química
Reacción de Desplazamiento simple
A este tipo de reacción también se le denomina de
simple sustitución; puesto que un elemento toma el
lugar de otro en un compuesto.
Entre las reacciones de desplazamiento sencillo se
tienen los siguientes ejemplos:
Reacción de Doble desplazamiento
Estas también se nombran de doble sustitución. En
este tipo de reacciones se intercambian la posición
positiva y la negativa de dos compuestos iónicos. Y
para que se lleve a cabo una de estas reacciones,
por lo menos uno de los productos debe de ser un
precipitado o agua.
Entre las reacciones de doble desplazamiento se
tienen los siguientes ejemplos:
ACTIVIDAD 6. (Tiempo: 20 minutos)
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Indique a sus estudiantes que a partir de los resultados que obtuvieron de las Actividades 1 a 5, efectúen lo siguiente:
Clasifiquen las reacciones químicas de acuerdo al tipo de reacción que se manifiesta: reacción de combinación, de
descomposición, desplazamiento sencillo y doble desplazamiento.
Realicen una tabla en la cual se detallen las ecuaciones químicas, el tipo de reacción obtenido y las observaciones generales de
cada experiencia.
ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… SALUD
ANALIZADOR DEL ALIENTO
Las bebidas alcohólicas son etanol (CH3CH2OH), un líquido volátil que se evapora a temperatura ambiente. Por su volatilidad, al
ingerirlo se presenta un nivel de alcohol en el aliento, que es proporcional al nivel del alcohol en el torrente sanguíneo. Para
determinar si una persona ha consumido bebidas alcohólicas se usa un analizador de aliento. Este dispositivo consiste en una
ampolla de vidrio cerrada que contienen cristales de dicromato de potasio (K 2Cr2O7) en un medio ácido (H2SO4).
Durante la prueba, se rompe la ampolla en una bolsa hermética y la persona sopla a través de una boquilla durante un tiempo
normalizado. Si el aliento de la persona contiene vapores de alcohol, este provoca una reacción redox con el dicromato. A medida
que el etanol se oxida, los iones dicromato Cr6+
, anaranjados, se reducen hasta iones Cr3+
, de color azul-verde. El color que seproduce depende de la cantidad de alcohol en el aliento y se traduce para obtener un cálculo aproximado del nivel de etanol en la
sangre.
Solicíteles a sus estudiantes que respondan las siguientes preguntas a través de una investigación bibliográfica:
¿Cómo afecta al organismo el consumo de alcohol?
¿Qué reacción química permite visualizar el alcohol consumido? ¿Qué tipo de reacción química es?
Específica los electrones que se ceden y los que reciben durante la reacción química.
¿Cuál es el estado físico de los compuestos que intervienen?
¿Qué tipo de dispositivos se utilizan para fiscalizar el consumo de alcohol en conductores en nuestro país?
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REACCIONES QUÍMICAS Química
RESUMEN
Ácido: Es un compuesto que al disociar en agua
genera iones hidronio (H3O+).
Base: Es un compuesto que genera iones hidróxido
(OH-) en solución acuosa. Estos reaccionan con los
ácidos dando agua y una sal.
Electronegativo: Este término es aplicado para los
elementos que tienden a captar electrones (e-) y
formar iones negativos.
Escala de pH: Una escala logarítmica para expresar
la acidez o basicidad de una disolución. Se puede
definir el pH de una solución como –log10x, donde x
es la concentración de iones hidrógeno en moles
por litro (pH = -log [H3O+]).
Indicador: Es una sustancia que tiene la propiedad
de cambiar de color. Cuando se halla en presencia
de un ácido torna a un color y en presencia de una
base, otro color diferente, indicando la mayor o la
menor concentración de H3O+. Generalmente, son
ácidos o bases orgánicas débiles.
Reacción química: Es el proceso mediante el cual
una o más sustancias (reactivos) se transforman
químicamente en una o más sustancias distintas a
las originales (productos).
¿Cuál es la dosis de alcohol máxima según nuestra normativa legal que se puede ingerir?
¿Qué reacción química permite visualizar el alcohol consumido? ¿Qué tipo de reacción química es?
Específica los electrones que se ceden y los que reciben durante la reacción química.
¿Cuál es el estado físico de los compuestos que intervienen?
¿Qué tipo de dispositivos se utilizan para fiscalizar el consumo de alcohol en conductores en nuestro país?
¿Cuál es la dosis de alcohol máxima según nuestra normativa legal, que se puede ingerir?
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REACCIONES QUÍMICAS Química
ACTIVIDAD EVALUADORA
1. Escribe los nombres que corresponden a cada
uno de los siguientes bases:
2. Escribe el nombre de los siguientes oxisales en la
nomenclatura tradicional:
3. Escribe las fórmulas correspondientes a cada uno
de los siguientes compuestos:
a. Sulfuro de molibdeno (IV)
b. Hipoclorito de potasioc. Ácido perbrómico
d. Bicarbonato de calcio
e. Hidróxido de magnesio
f. Nitrato de mercurio (I)
4. Al disolverse una sustancia X en agua, el pH
cambia de 7 a 4. Por lo tanto ¿cuál o cuáles de las
alternativas son correctas?
a. La [] disminuyó.
b. La []aumentó.c. La [] aumentó.
d. La sustancia agregada debió ser un ácido.
5. Si se consideran las soluciones siguientes y sus
respectivos valores de pH:
Solución A: pH = 2
Solución B: pH = 7
Solución C: pH = 13
Entonces ¿Cuál o cuáles de las alternativas son
las correctas?
a. La solución A es básica.
b. La solución B es neutra.
c. La solución C es ácida.
6. El amoníaco (NH3) disuelto en agua genera la
reacción siguiente:
Así ¿el amoníaco es una sustancia ácida o básica?
7. La picadura de abeja es ácida, mientras que la de
la avispa es básica. Se dispone de amoníaco y
vinagre (ácido acético) ¿qué remedio usarías
para cada picadura?
8. En la escala de pH que se adjunta enseguida, se han asignado valores a sustancias comunes:
Señale la aseveración correcta:
a. El jugo de tomate es más ácido que el jugo de limón.b. El jugo de limón es más ácido que el jugo de tomate.
c. La sangre es levemente más ácida que la leche.
d. Los detergentes son más ácidos que los jugos.
9. Completa las siguientes reacciones, indicando su tipo y escribe el nombre de cada sustancia:
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14Jugo de
limón
Jugo de
tomate
Leche Sangre DetergentepH
170
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Lección 13. REACCIONES TERMOQUÍMICAS
CONTENIDOS
1. Termoquímica.
2. Principio de conservación de la energía.
3. Calor de reacción.
4. Entalpía.
5. Ecuaciones termoquímicas.
INDICADORES DE LOGRO
1. Reconoce qué estudia la termoquímica.
2. Reconoce el principio de conservación de la
energía en los diferentes cambios de la materia.
3. Comprende qué es calor de reacción.4. Clasifica fenómenos como endotérmicos o
exotérmicos.
5. Interpreta datos proporcionados en ecuaciones
termoquímicas.
PALABRAS CLAVE
Energía, sistema, alrededores, calor, calor de reacción,
reacción endotérmica, reacción exotérmica, entalpía,
catalizadores.
¿POR QUÉ ES IMPORTANTE?
La mayor parte de la energía de la cual dependem
obtiene de reacciones químicas; por ejemplo, la e
para que los autos se movilicen se obtiene de la quecombustibles fósiles y las reacciones químicas dent
las baterías. Otro ejemplo, es que por medio d
alimentos se produce la energía necesaria para man
nuestras funciones biológicas. Dado que dife
procesos químicos indispensables en nuestras vidas
relacionados con la energía, resulta importante es
cuáles de ellos necesitan energía para producirse y
la generan.
DESCRIPCIÓN
La lección inicia definiendo cómo la termoquímica e
las variaciones de energía en los cambios de la ma
Luego, explica cómo el Principio de conservación
energía rige estos cambios. Se diferencia que el
absorbido o desprendido se llama calor de reacció
presión constante, entalpía. Finalmente, se muestra
escribir este valor energético dentro de una ecu
química y cómo interpretarlo.
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REACCIONES TERMOQUÍMICAS
Química
1.
TERMOQUÍMICA
urante el transcurso de una reacción
química, unas sustancias se transforman en
otras (Lección 12). Esta transformación
suele ir acompañada de un intercambio de energía
(calorífica, eléctrica, luminosa, etc.).
La termoquímica, es la rama de la química que se
encarga de analizar; mediante la observación,
medición y predicción, las variaciones de energía que
acompañan a los cambios físicos y a las reacciones
químicas; resumiendo, el requerimiento o liberación
energética implicada en la realización de los cambios
físicos y químicos.
Según lo estudiado en las lecciones 5 y 6 de Física, la
energía se puede clasificar en dos tipos generales:
energía cinética (energía de movimiento relacionada
con la masa y velocidad del objeto o sistema) y,
energía potencial (debida a las condiciones, posición
o composición y asociada a las fuerzas de atracción o
repulsión entre objetos o sistemas). La energía
también puede ser eléctrica, radiante (lumínica),
nuclear y química. Esta última es la energía asociada
con los enlaces químicos y las atracciones
intermoleculares, expresado de otra forma, con los
cambios químicos.
La energía química en combustibles y comida
proviene de la energía potencial contenida en los
enlaces entre átomos debido a los arreglos en las
moléculas. Esta energía almacenada se transforma o
transfiere cuando los compuestos sufren cambios
químicos (reacción química), como ocurre durante la
combustión o el metabolismo (Fig. 1).
2.
PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA
La transferencia de energía es una característica
importante en todos los cambios químicos. La
energía es transferida de los alimentos al cuerpo
humano, durante el metabolismo de los
carbohidratos y aparece también como calor y
energía mecánica, en un automóvil durante la
combustión de gasolina. En ambos casos, la energía
es liberada a sus alrededores. Por el contrario, la
fotosíntesis, que ocurre en las plantas vivas, es un
proceso que remueve energía de los alrededores,
pues toma la energía radiante del Sol.
Figura 1. Esquema de entrada y salida de energía en el cuerpo
humano mediante el metabolismo de los alimentos ingeridos.
De acuerdo al Principio de Conservación de Energía,
la energía liberada a los alrededores es ganada o
absorbida por el sistema y viceversa. Por ejemplo,
cuando utiliza gas propano para cocinar, la reacción
que se lleva a cabo es la combustión (Fig. 2). La
cantidad de energía potencial química contenida en
los enlaces que conforman cada molécula depropano y las moléculas de oxígeno, se transforma
en energía calorífica y lumínica que es liberada a los
alrededores y, en energía potencial química en los
enlaces de los productos formados (CO2 y H2O).
3. CALOR DE REACCIÓN
Como ya se mencionó, toda reacción química va
acompañada de un desprendimiento o de una
absorción de energía. El contenido energético de los
productos es generalmente distinto del contenido
energético de los reactivos.
Cada molécula posee una energía interna (suma de
energía cinética y potencial) que depende de los
enlaces entre sus átomos. Si en la reacción química
disminuye la energía interna, se desprende energía,
si aumenta la energía interna, se absorbe energía.
Esta energía absorbida o desprendida puede serlo en
D
172
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REACCIONES TERMOQUÍMICAS
Química
forma de energía lumínica, eléctrica, mecánica, etc.;
pero habitualmente se manifiesta en forma de calor.
Figura 2. Representación de la reacción de combustión que
ocurre al encender una cocina de gas: por cada mol de gas
propano que reacciona con cinco moles de oxígeno, se generan
tres moles de dióxido de carbono, cuatro de agua y una cantidad
específica de energía.
El calor desprendido o absorbido en condiciones
estándar en una reacción química, se llama calor de
reacción y tiene un valor característico para cada
reacción. Esta propiedad es el cambio de energía que
se presenta por el rompimiento o formación de
enlaces químicos. El calor de reacción se expresa
generalmente en términos de calorías o kilocalorías
(Kcal). Actualmente también se utiliza el joule (J)
como medida de energía cuando se habla de
cambios químicos (Fig.3).
El calor de reacción puede recibir diferentes
nombres según el tipo de cambio que se produce en
la reacción (tipo de reacción, Lección 11). Puede
nombrarse entonces como: calor de formación, calor
de combustión, calor de neutralización, etc. Estos
Figura 3. Escala de cantidades energéticas de algunos procesos
químicos expresadas en joules.
pueden determinarse experimentalmente en un
dispositivo para medir cantidades de calor llamado
calorímetro (ver Lección Termodinámica I, de Física).
Para las actividades siguientes los estudiantes
pueden trabajar en parejas o como usted crea
conveniente, de acuerdo a la cantidad de su grupo
de trabajo.
173
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REACCIONES TERMOQUÍMICAS
Química
productos que la energía que requiere romper los
enlaces de los reactivos (Fig. 5). Por ejemplo,
procesos de combustión, pilas y baterías.
4.
ENTALPÍA
La mayoría de las reacciones químicas que se llevan
a cabo en el laboratorio se producen en recipientes
abiertos, es decir, a presión constante. Cuando el
proceso tiene lugar a presión constante, el calor de
reacción se denomina variación de entalpía (ΔH); si
Figura 4. Procesos endotérmicos. a) Interacción del sistema con
sus alrededores y b) Esquema que representa cómo, en una
reacción endotérmica, la energía requerida para romper
enlaces de los reactivos es mucho mayor que la energía
necesaria para formar productos.
a)
b)
Figura 5. Procesos exotérmicos. a) Interacción con los
alrededores y b) Esquema que representa cómo en una
reacción exotérmica, la energía requerida para romper enlaces
de los reactivos (flechas pequeñas) es menor que la liberada en
la formación de los productos (flecha grande).
a)
b)
¿Un termostato en nuestro cuerpo?
Mantener una temperatura casi constante es una de las
funciones fisiológicas primarias del cuerpo humano. La
temperatura corporal normal suele variar entre 35.8 y
37.2 °C. Este intervalo de temperatura tan estrecho es
indispensable para el correcto funcionamiento de losmúsculos y para controlar la velocidad de las reacciones
bioquímicas del organismo. La temperatura del cuerpo es
regulada por una porción del tallo encefálico llamada
hipotálamo. El hipotálamo actúa como termostato de la
temperatura corporal. Cuando la temperatura rebasa el
límite superior del intervalo normal, el hipotálamo acciona
mecanismos que bajan la temperatura. También acciona
mecanismos que elevan la temperatura corporal si baja
demasiado.
Aproximadamente el 40% de la energía producida se utiliza
en última instancia para efectuar trabajo en forma de
contracciones musculares y nerviosas. El resto de la energía
se libera en forma de calor, y una parte de ese calor se
utiliza para mantener la temperatura del cuerpo. Cuando el
organismo produce demasiado calor, como durante un
esfuerzo físico intenso, disipa el exceso a su entorno. El
calor se transfiere del cuerpo al entorno como cuando una
estufa caliente irradia calor a su entorno. La convección es
la pérdida de calor por calentamiento del aire que está en
contacto con el cuerpo. El aire caliente se eleva y es
sustituido por aire más frío, y el proceso continúa. La
transpiración es principalmente agua, así que el proceso en
cuestión es la conversión endotérmica de agua líquida en
vapor de agua.
Cuando el hipotálamo detecta que la temperatura del
cuerpo ha subido demasiado, intensifica la pérdida de calor
del cuerpo de dos formas principales. Primero, aumenta el
flujo de sangre cerca de la superficie de la piel, para
intensificar el enfriamiento por radiación y convección. El
aspecto “sonrojado” de una persona acalorada es resultado
de este aumento en el flujo sanguíneo sub-superficial.
Segundo, el hipotálamo estimula la secreción de sudor de
las glándulas sudoríparas, lo que aumenta el enfriamiento
por evaporación.
175
8/18/2019 Química III Ciclo
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REACCIONES TERMOQUÍMICAS
Química
las condiciones son de 25 °C y 1 atm de presión, se
denomina variación de entalpía estándar (ΔH °).
Energía de activación
El hecho de que una reacción sea exotérmica, no
significa que dicha reacción se produzca
espontáneamente en cuanto los reactivos entren en
contacto. Por ejemplo, la combustión del propano es
muy exotérmica, pero el propano no arde solo al
estar en contacto con el oxígeno. Hace falta una
pequeña llama, una chispa, que inicie la reacción;
posteriormente, se mantiene por sí sola. Esa
cantidad de energía inicial se denomina energía de
activación.
Durante una reacción, las moléculas de los reactivos
chocan entre sí, rompiendo las uniones entre los
átomos, formándose un estado intermedio llamado
complejo activado y, posteriormente, se vuelven a
formar nuevas moléculas, dando lugar a los
productos (Fig. 6).
Para romper los enlaces en las moléculas de los
reactivos es necesario un aporte de energía (el
complejo activado intermedio tiene mayor energía
que los reactivos). Luego, los nuevos enlaces
formados desprenderán energía (energía de enlace).
Si esa energía desprendida es mayor que la de
activación, la reacción será exotérmica. Si, por el
contrario, se desprende menos de la que se ha
absorbido, los productos tendrán mayor energía que
los reactivos (reacción endotérmica).
Un proceso exotérmico desde el punto de vista físico
se interpreta así: el desprendimiento de calor está
relacionado con un aumento en la energía de los
movimientos al azar de las moléculas del sistema;
este aumento espontáneo de la energía cinética en
las moléculas implica una disminución de su energía
potencial y, por tanto, una mayor estabilidad de los
productos frente a los reactivos.
Al final de un proceso exotérmico la entalpía del
sistema habrá disminuido (ΔH < 0) y los productos
corresponderán a un estado de menor energía
potencial (más estable) que los reactivos.
Figura 6. Representaciones gráficas del progreso dereacciones termoquímicas, indicando en cada una la
cantidad de energía necesaria para activar la reacción
química (Ea) y la diferencia de energía (E o H) entre los
reactivos y los productos que es el calor o energía
involucrada en la reacción. La primera gráfica es una
representación general del avance de una reacción
termoquímica, la segunda; muestra el progreso de la
reacción de fotosíntesis y, la tercera; la de respiración
(reacción inversa de la fotosíntesis).
176
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REACCIONES TERMOQUÍMICAS
Química
Así, al quemar el gas propano para cocinar, la
entalpía o el calor de la reacción poseerá un valor
negativo (Fig. 6).
Existen sustancias, llamadas catalizadores, que en
contacto con los reactivos, hacen que disminuya la
energía de activación necesaria, haciendo que la
reacción pueda darse con mayor rapidez.
El catalizador no reacciona con los reactivos, es
decir, no se gasta (no aparece en la reacción como
reactivo ni como producto), sólo mejora las
condiciones para que la reacción se produzca. Estos
son específicos de una reacción concreta (Fig. 7).
Figura 7 . Ejemplo de una enzima “X” como catalizador específico
de una reacción determinada. El sustrato (verde), es la molécula
sobre la cual la enzima ejerce su acción catalítica. Esta acción, es
caracterizada por la formación de un complejo que representa el
estado de transición, previo a la formación de los productos.
Actualmente buena parte de la investigación química
avanza en la búsqueda de catalizadores apropiados
para distintas reacciones. Ejemplos de reacciones
catalizadas son los procesos digestivos y de
metabolismo de los seres vivos, utilizando algunas
enzimas de nuestro cuerpo; la obtención de
derivados del petróleo, fermentación del yogur,
cerveza y bebidas alcohólicas (levaduras), etc.
Los inhibidores son sustancias que disminuyen oreducen la rapidez de la reacción e incluso la
paralizan, bloqueando el mecanismo de formación
del complejo activado. Al igual que los catalizadores,
son específicos de cada reacción. Un ejemplo
común, son los inhibidores enzimáticos que se
encuentran dentro de los ingredientes de algunos
medicamentos que, al poseer alta especificidad,
aseguran que el medicamento va a tener
pocos efectos secundarios y por lo tanto, una baja
toxicidad.
5.
ECUACIONES TERMOQUÍMICAS
Una ecuación termoquímica es una ecuación química
balanceada en la cual se indica el H, además del
estado físico de las especies que reaccionan y de los
productos, ya que los cambios de estado de una
sustancia tienen lugar con intervención de calor. Por
ejemplo, la combustión del etanol se puede
representar así:
C 2H5OH ( l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O ( l ) + 1.367 KJ ó
C 2H5OH ( l ) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O ( l ) ∆H = -1.367 KJ/mol
Donde:
∆H: calor de reacción: ∆H: Hp-Hr (Energía de enlaces formados
menos energía de enlaces rotos).
Hp: Entalpía o calor de los productos (Energía enlaces formados).
Hr: Entalpía o calor de los reactivos (Energía enlaces rotos).
Estas ecuaciones se pueden interpretar como sigue:
1.367 KJ se liberan por cada mol de reacción, que es
lo mismo que decir que 1.367 KJ se liberan por mol
de etanol consumido, 1.367 KJ se liberan por cada
tres moles de O2 consumido o que 1.367 KJ se
liberan por cada dos moles de CO2 formados.
177
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REACCIONES TERMOQUÍMICAS
Química
¿Por qué somos intolerantes a ciertos alimentos?
Las enzimas ayudan a que muchas funciones de nuestro organismo se hagan de manera más rápida y de un modo más eficaz.Algunas de las funciones más destacables de las enzimas son: a. el favorecer la digestión y absorción de los nutrientes; pues
descomponen las proteínas, carbohidratos y grasas en sustancias asimilables, b. efecto antiinflamatorio; que favorece la
recuperación de golpes, c. eliminación de toxinas y metales pesados, entre otras.
Al tener una falta o déficit de enzimas, el cuerpo lo manifiesta con diferentes síntomas como malas digestiones, gases, eructos,
hinchazón abdominal, acidez o ardor de estómago, alergias e intolerancias alimentarias, etc. Por ejemplo, los azúcares lactosa,
sucrosa y maltosa son fraccionados por las enzimas lactasa, sucrasa y maltasa, las cuales están localizadas en la mucosa del
intestino delgado. Normalmente, las enzimas dividen estos azúcares en azúcares sencillos, como la glucosa, que son absorbidos
en el flujo sanguíneo a través de la pared intestinal. En ausencia de una enzima específica, los azúcares no son digeridos y se
impide su absorción, permaneciendo en el intestino delgado. La alta concentración de azúcares resultante hace que una gran
cantidad de líquidos entre en el intestino delgado, provocando diarrea. Los azúcares sin absorber son fermentados por las
bacterias en el intestino grueso, lo que da lugar a heces ácidas y flatulencia.
ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 30 minutos)
EXPERIMENTANDO CON ENZIMAS
Materiales
1 trozo de apio.
1 papa.
1 trozo de hígado de res.
4 vasos de vidrio pequeños.
100 mL de peróxido de hidrógeno (agua oxigenada, H2O2).
1 probeta de 50 mL o recipiente medidor de volúmenes de cocina.1 plumón permanente.
Procedimiento
1. Formar grupos de cuatro a cinco integrantes.
2. Etiquetar cada vaso como A, B, C y D.
3. Medir en la probeta, 25 mL de peróxido de hidrógeno y colocarlos en el vaso A. Repetir para los otros tres vasos.
4. Colocar en el vaso B un pedacito de hígado, en el C un pedazo de papa pelada y en el D un trocito de apio.
5. Observar lo que sucede en cada vaso y comparar.
Pregúnteles: ¿qué tipo de sustancias contienen los materiales que agregó en los vasos B, C y D? ¿Por qué las clasifica como tales?
¿Cuál acelera más esta reacción de descomposición?
178
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REACCIONES TERMOQUÍMICAS
Química
RESUMEN
ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… MATEMÁTICA
Ley de Hess
Dado que algunas reacciones químicas no se efectúan en un solo paso, calcular la cantidad de energía absorbida o liberada ( H) por
ese cambio químico implica el uso de la Ley de Hess, que dice “si una reacción se efectúa en una serie de pasos, ΔH para la reacciónserá igual a la suma de los cambios de entalpía para los pasos individuales” . El H total para el proceso es independiente del número
de pasos y de la naturaleza específica del camino por el cual se lleva a cabo la reacción. Por ejemplo, a partir de las siguientes
entalpías de reacción:
N2(g) + 2O2(g) 2NO2(g) H = +67.6 kJ
2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) H = - 113.2 kJ
Calcule el calor de reacción de N2(g) + O2(g) 2NO(g)
Para ello debe sumar de manera algebraica las reacciones y de igual manera las entalpías, es decir, los compuestos que estén al
mismo lado de la flecha de la reacción se suman y los compuestos que aparezcan a ambos lados de la flecha se restan. De ser
necesario, arregle (rote) una de las reacciones de manera tal que al hacer las operaciones algebraicas con las reacciones, se obtenga
la ecuación final (ecuación de la cual se quiere obtener el calor de reacción). Así:
N2(g) + 2O2(g)
2NO2(g)
H = +67.6 kJ2NO2(g) 2NO(g) + O2(g) H = + 113.2 kJ
N2(g) + O2(g) 2NO(g) H = + 180.8 kJ
Si notó, se invirtió la segunda ecuación y los NO2 se eliminaron entre sí pues se restan ya que están a ambos lados de la ecuación.Teniendo en cuenta lo anterior y sus conocimientos de álgebra, encuentre el ΔH de la reacción C (grafito) → C (diamante) si:
C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH = -393 kJ
C (diamante) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH = -395 kJ
NOTA: Tenga en cuenta que la ecuación final o neta a la que debe llegar es en la que el grafito pasa directamente a diamante. Paraello, debe realizar el arreglo de una de las ecuaciones. No olvide las reglas de operaciones aritméticas elementales.
179
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REACCIONES TERMOQUÍMICAS
Química
Alrededores: Son el resto del universo externo al
sistema.
Calor: Es la transferencia de energía térmica debido
a la diferencia de temperatura.
Calor de reacción: Es el calor desprendido o
absorbido, en condiciones estándar, en una reacción
química; tiene un valor característico para cada
reacción y se expresa generalmente en términos de
calorías o kilocalorías (Kcal).
Catalizador: Es una sustancia presente en una
reacción química y reduce la energía de activación
necesaria para que ocurra la reacción.
Energía de activación: Es la energía mínima
necesaria para que se produzca una reacción
química dada.
Entalpía: Es una propiedad extensiva (su magnitud
depende de la cantidad de materia) absorbida o
liberada por un sistema durante un proceso a
presión constante, es decir, es el calor de reacción
de un sistema a presión constante.
Reacción endotérmica: Es una reacción en la cual
los alrededores deben suministrar calor al sistema;
la entalpía de los reactivos es menor a la de los
productos, teniendo el H un valor positivo.
Reacción exotérmica: Es cualquier proceso que
cede calor o transfiere energía térmica hacia los
alrededores y su H posee un valor negativo debido
a que la entalpía de los reactivos es mayor a la de
los productos.
Si desea enriquecer más su conocimiento,
consulte:
1.
Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Burdge,
J. R. (2004). Química. La ciencia central . México:
PEARSON EDUCACIÓN.
2.
ACS, Energy Changes in Chemical Reactions,
consultado en septiembre 2011 de
http://goo.gl/7U8cT
3.
Petrucci, R., Harwood, W., Herring, F. (2003).
Química General. Madrid: Prentice Hall.
4. Whitten, K., Davis, R. E., Peck, M.L., Stanley, G.
(2008). Chemistry. CENGAGE Learning.
180
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REACCIONES TERMOQUÍMICAS
Química
1.
Identifica los siguientes cambios como endotérmicos o exotérmicos. (Pregúntate si la reacción requiere
que se añada energía de calor para que esta ocurra o si libera energía en forma de calor):
a. Hielo derritiéndose.
b.
Una vela encendida.
c.
Freír un huevo.
d.
Gasolina quemándose.
e.
Explosión de hidrógeno gaseoso.
2.
Una reacción se lleva a cabo en un vaso de acero dentro de una cámara llena de gas argón como
catalizador. La figura ilustra las vistas moleculares del argón adyacente a la superficie del vaso de acero,
antes y después de la reacción. ¿La reacción es endotérmica o exotérmica? ¿Por qué?
3.
Clasifica cada una de las siguientes reacciones como endotérmica o exotérmica e incorpore los valores de
entalpía dentro de la ecuación (ya sea como productos o reactivos) según corresponda.
Na(s) + H2O(l) NaOH(ac) + H2(g) ΔH = -367.5 kJ
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) ΔH = 177.8 kJ
4. Clasifica cada una de las siguientes reacciones como endotérmica o exotérmica y exprese los valores de
entalpía en la ecuación según corresponda (similar a las expresiones del numeral anterior).
CO2(g) + H2O(l) + 890.4 kJ —› CH4(g) + O2(g)
ZnS(s) + O2(g) ZnO(s) + SO2(g) + 879 kJ
5.
Indica en la siguiente gráfica:
a.
Tipo de reacción (exo/endotérmica).
b.
Energía de activación para cada curva.
c.
Curva con catalizador.d.
Curva con inhibidor.
e. Curva sin catalizador.
f. De acuerdo con la energía de activación,
¿cuál reacción es más factible que se
realice, la directa o la inversa?
ACTIVIDAD EVALUADORA
Transcurso de la reacción.
Reactivos
E
Productos
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CONTENIDOS
1. Velocidad de una reacción química.
2. Factores que afectan la velocidad de reacción química.
3. Ecuaciones de velocidad.
4. Mecanismos de reacción.
INDICADORES DE LOGRO
1. Comprende en qué consiste la velocidad de reacción y las
condiciones que la afectan.
2. Identifica los factores que intervienen en la velocidad de la
reacción: naturaleza de los reactivos, tamaño de partícula,
temperatura, concentración, entre otras.
3. Valora la conveniencia de la lentitud o rapidez de algunos
procesos químicos.
4. Relaciona los mecanismos de reacción con las ecuaciones o
leyes de velocidad.
5. Relaciona la ecuación de velocidad, el orden de reacción y
la constante de velocidad.
PALABRAS CLAVE
Cinética química, naturaleza de los reactantes,
concentración de los reaccionantes, superficie de contacto,
tamaño de partícula, temperatura, catalizadores, ecuación
o leyes de velocidad, orden de reacción, mecanismos de
reacción.
Lección 14. CINÉTICA QUÍMICA
¿POR QUÉ ES IMPORTANTE?La velocidad con la que se produce una rea
química y los factores que pueden alterar
aspectos que ayudan a determinar los pro
tanto industriales como naturales; la mayoría
reacciones químicas se ven influidas por fa
que tienen la capacidad de disminuir o acele
velocidad con la que se producen las reac
químicas.
DESCRIPCIÓN
La lección comienza explicando qué es ci
química y velocidad de reacción, cómo se
determinar experimentalmente y cómo a
factores podrían influir en ella para modif
Seguidamente se consideran los mecanism
reacción, para explicar en detalle cómo es q
produce una reacción química; así como
términos asociados a ella: ecuaciones o ley
velocidad, orden de reacción, molecularidad.
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CINÉTICA QUÍMICA
Química
ay personas que corren rápido, otras que
corren lento y otras que simplemente
corren demasiado lento que pareciera que
no corrieran. Esto sucede de la misma forma a nivel
de reacciones químicas: algunas son tan rápidas que
no se pueden medir, otras son lentas y se pueden
medir, y otras son tan lentas que tardan años. Por
ello, al llevarse a cabo una reacción química,tenemos
que considerar la velocidad en la que se efectúa la
reacción.
La rama de la química que se encarga de estudiar la
velocidad de una reacción es la cinética química.El
estudio de esta área se divide en dos partes. La
primera, es a nivel macroscópico, que considera la
velocidad de la reacción; es decir, lo que significa la
velocidad de una reacción, cómo se determina
experimentalmente y de qué manera influyen en la
velocidad de reacción diferentes factores. En la
segunda parte, se consideran a las reacciones al nivel
de partículas. En este caso, principalmente el
mecanismo de reacción, el cual, detalla la vía que
toman las moléculas y átomos en la medida que la
reacción procede.
1. VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
Se define la velocidad de reacción como el cambio
que se produce en la concentración de un reactivo o
un producto con respeto al tiempo; esto es, en
moles/ (L•s), pero también se puede utilizar otra
unidad de tiempo como el minuto (min) u hora (h),
según sea la duración de la reacción química. En las
reacciones las concentraciones de los reactivos
disminuyen y las concentraciones de los productos
aumentan (Fig. 1).
Figura 1. En tiempo 0 s solamente existen moles de A. En 20 s la
cantidad de moles de A disminuye y se forman moles de B. En 40
s, parcialmente se encuentran moles de B.
En la Figura 1 se muestra la reacción , donde A
está representado por las esferas rojas y B por las
esferas azules, indicando la manera en la que
cambian las concentraciones a medida transcurre el
tiempo. Cuando A reacciona, su concentración
disminuye y la concentración de B aumenta. En la
medida que avanza la reacción química, se alcanza
un punto en el cual no es posible detectar cambios
netos de concentración; las concentraciones de A y B
se estabilizan en valores específicos, lo cual se
denomina equilibrio químico (Fig. 2).
Expresión de la velocidad de reacción
Antes de tratar cuantitativamente los efectos de la
concentración sobre la velocidad de la reacción,
H
ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 15 minutos)
DEFINICIÓN: VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
El objetivo de esta actividad es realizar preguntas iníciales para que reflexionen sobre ellas y elaboren conclusiones al respecto.
Oriéntelos para que en su cuaderno de anotaciones escriban sus conclusiones y luego, en equipos de tres o cuatro estudiantes las
discutan para especificar en que coinciden o disciernen.
¿Por qué la descomposición de un trozo de carne que se haya en la refrigeradora ocurre más lentamente que si se dejara afuera a
temperatura ambiente?
¿Qué factores o variables inciden para que se descomponga rápido o lentamente el trozo de carne?
¿Cuál se descompondría más rápido, un trozo de carne entera o un trozo de carne molida?
¿Cómo puede definir la velocidad de reacción? ¿Qué ejemplos podrías mencionar sobre la velocidad de reacción?
0 s 20 s 40 s
183
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CINÉTICA QUÍMICA
Química
Figura 2 . Velocidad de reacción , representada como la
disminución de moléculas de A con el tiempo y el aumento de
las moléculas de B con el tiempo.
es necesario expresar la velocidad
matemáticamente. Consideramos la reacción
general . Se mide la concentración de inicio del
reactivo ([ ]) en , dejamos que la reacción se
efectúe y enseguida medimos de nuevo la
concentración del reactivo ([ ]) en . El cambio de
la concentración desde un tiempo inicial a un tiempo
final, permite que se determine la velocidad
promedio de la reacción en ese intervalo:
[ ] [ ]
[ ]
El signo negativo es necesario; por convención, la
velocidad de reacción es un número positivo, pero la
[ ]siempre es menor que la [ ], de forma tal que el
cambio en la concentración (final -inicial) del reactivo
A siempre es negativo. Se usa el signo menos sólo
para convertir el cambio negativo en la
concentración de reactivo a un valor positivo para la
velocidad. Por ejemplo, si la concentración de A
cambia de 2.1 mol/L ([ ]) a 0.98 mol/L ([ ]) en un
período de 2 s. La velocidad promedio es:
98
⁄
56
⁄
Empero, si se mide el producto para determinar la
velocidad de reacción, la concentración aumenta con
el tiempo. Es decir, la []es mayor que la [] y así,
el cambio en la concentración del producto B [] ,
es positivo y la velocidad de reacción para en
términos de B es:
[] []
[]
La velocidad promedio para la reacción dependerá
del intervalo que sea seleccionado. Al calcularse la
velocidad promedio de reacción a intervalos cada
vez más cortos, se obtiene la velocidad en diversos
momentos lo que se llama velocidad instantánea.
Gráficamente, la velocidad instantánea está dada
por la pendiente de la tangente a la curva en ese
momento (Fig. 3). La velocidad instantánea en otro
momento cualquiera, se determina de igual forma y
siempre poseerá el mismo valor para la misma
concentración de reactivos, mientras se mantenga
constante la temperatura.
Por analogía, imagine que efectúa un recorrido por
carretera de San Salvador a Santa Ana a 80 km /h en
45 min. La velocidad promedio es 80 km /h y la
velocidad instantánea es la lectura del velocímetro
en cualquier instante del viaje.
Figura 3.Las velocidades instantáneas de la reacción general
, están dadas por las pendientes de las tangentes a unos
tiempos específicos.
La velocidad de reacción no es constante, ya que las
reacciones químicas pueden ocurrir a distintas
velocidades, así tenemos reacciones que suceden
instantáneamente, otras que se pueden demorar
algunos segundos o minutos u otras que se tardan
demasiado tiempo en producirse. Por ejemplo, si se
Concentración final de B
Concentración final de A
Concentración
inicial de A
Concentración
inicial de B Tiempo (t ), s
C o n c e n t r a c i ó n ,
o l / L
Tiempo (t ), s
C o n c e n t r a c i ó n ,
o l / L
t 1,f t 2, f
t 1, i
t 2, i
C 1, i
C 1, f
C 2, i
C 2, f
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CINÉTICA QUÍMICA
Química
hace reaccionar ácido clorhídrico (HCl) con una
muestra de hidróxido de sodio (NaOH) se observa
que es muy rápida (instantánea); mientras que, la
oxidación del hierro bajo condiciones atmosféricas
es una reacción lenta, que puede demorar años en
generar una sustancia observable. Asimismo, hay
sustancias que no reaccionan por sí solas y para que
la reacción ocurra se debe adicionar un golpe de
energía, como la reacción química que vemos
muchas veces durante el día, la del gas propano
(CH3CH2CH3) de las cocinas con el oxígeno (O2), a la
que debemos de agregar el chispazo de un fósforo
para encenderlo.
Para medir en el laboratorio, la velocidad de una
reacción es necesario seguir el cambio de alguna
propiedad de una o del conjunto de las sustancias
involucradas durante un cierto período de tiempo.
Esta propiedad puede ser, por ejemplo, el color o la
apariencia (Fig. 4) durante el proceso (cuando un
clavo de hierro, Fe, se oxida, el color cambia de
grisáceo a rojo). En otros casos, se generan gases
como el producto de la reacción, cuyo volumen se
puede calcular a diferentes intervalos de tiempo. Por
ejemplo, se puede determinar el volumen del
dióxido de carbono (CO2) absorbido por una planta
en la reacción de fotosíntesis o el oxígeno (O2) que
libera en dicho proceso, por unidad de tiempo. Así,
se podría determinar la disminución de la masa de
estos objetos en el mismo tiempo, lo cual, daría la
información de la velocidad con que se consume uno
de los reactivos.
La expresión matemática para la velocidad de una
reacción particular , donde
y
indica los
coeficientes de la ecuación balanceada, así:
[ ]
[]
En esta expresión, se consideran los valores de las
velocidades de desaparición cambiados de signo,
valores positivos de formación y se dividen por sus
coeficientes estequiométricos.
[]
[]
[]
[]
[]
3
[]
[]
[]
3
46
Resuelva mediante la participación de sus
estudiantes el siguiente ejercicio, con la finalidad
determinar la expresión de velocidad en
términos del cambio de la concentración con el
tiempo.
PROBLEMA 1
Considere la reacción: +
a) Exprese la velocidad de esta reacción en
términos del cambio en la [], [] y []
con el tiempo.
b) Cuando la [] disminuye a 0.23 mol /L ¿Cuál
es la velocidad a la que se incrementa la
[]?
Estrategia: a) De los tres compuestos en la
ecuación se tomará el O2 ya que su coeficiente
estequiométrico es 1. Por cada molécula de O2
que desaparece, así lo hacen dos moléculas de
H2; entonces, la velocidad de disminución de O2
es la mitad de la velocidad de disminución de H2.
Por motivos similares, vemos que la velocidad de
disminución del O2es la mitad que la velocidad de
aumento del H2O. b) Debido a que el O2
disminuye, el cambio en su concentración deberá
ser negativo. Sustituimos el valor negativo
dentro de la expresión y despejamos[]
⁄ .
Paso 1. Obtener expresión de la velocidad de
reacción en términos de cada componente:
Paso2 . Calcular la velocidad de cambio de []:
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CINÉTICA QUÍMICA
Química
Figura 4. Medición de la velocidad de reacción. A. Se añadió agua de bromo (Br2/H2O) a un tubo de ensayo que contenía hexano (C6H14).
B. Se dejó en reposo durante un largo tiempo en presencia de luz. C. Al reaccionar,el agua de bromo se decolora.
A B C
Resuelva mediante la participación de sus estudiantes el siguiente ejercicio, con el fin de determinar
gráficamente la forma que afecta la concentración sobre la velocidad de reacción:
PROBLEMA 2
La Figura 1 representa el cambio de concentración del reactivo A y del producto B, según la ecuación
general . En el tiempo 0 s, el primer frasco de capacidad de 1L, contiene un mol de A. Transcurridos
20 s, la cantidad de moles de A disminuye a 0.54 y la cantidad de moles formada de B es 0.46. A los 40 s, lacantidad de moles de A es 0.30 y los moles de B son 0.70. a) Realice la gráfica de concentración de reactivo
contra tiempo y la gráfica de concentración de producto contra tiempo y b) Estime la velocidad de
consumo de A y la velocidad de formación de B.
Estrategia: Para efectuar ambas gráficas tabule las concentraciones de A y B en los diferentes tiempos e
ilústrelo. Para hallar la velocidad de consumo de A y la velocidad de formación de B se calcula la diferencia
de concentración al comenzar y al finalizar un período de tiempo ( ). Divida entre el
tiempo transcurrido.
Paso 1. Tabular los valores proporcionados de las concentraciones de A y B en los diferentes tiempos yefectuar las gráficas que ilustren el cambio de la concentración de A y el cambio de la concentración de B:
Tiempo (s) *A+ (mol/ (L • s)) *B+ (mol/ (L • s))
0 1 0
20 0.54 0.46
40 0.30 0.70
La concentración de A disminuye en función del tiempo mientras que la concentración de B aumenta en función del tiempo.
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CINÉTICA QUÍMICA
Química
ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 20 minutos)
VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
Con esta actividad se demostrará que no todas las reacciones transcurren a igual velocidad; ya que, algunas son lentas y otras
rápidas como una explosión. Se organizarán equipos de tres o cuatro estudiantes y se les repartirán los materiales que
necesitarán. Pregúnteles ¿Las reacciones químicas se producen a la misma velocidad? ¿La fotosíntesis, las reacciones nucleares, las
explosiones de combustibles, la oxidación de una reja de hierro, la erosión de una piedra caliza por reacción con la lluvia ácida,
entre otros, son reacciones rápidas (instantánea) o lentas?
Materiales
3 vasos plásticos transparentes. Agua (cantidad necesaria).
3 tabletas efervescentes. 1 medidor de volúmenes de cocina.
1 cuchillo y tabla para cortar. 1 cronómetro.
Procedimiento
1. Llenar los vasos plásticos con 6 onzas de agua cada uno.
2. Tomar las tabletas: a una de ellas dividirla en cuatro partes iguales, la otra molerla y la última, la dejarla entera.
3. Introducir las pastillas efervescentes (entera, molida y dividida en cuatro partes) en cada vaso.
4. Medir el tiempo que tarda en disolverse cada tableta en el agua. Los resultados se anotarán en una tabla Tableta vs tiempo (s).
Pregúnteles: ¿qué concluyes con respecto al fraccionamiento de las tabletas? ¿Existe alguna relación entre el tamaño de las
partículas con el tiempo que se requirió para que pudieran reaccionar? ¿Qué podría hacerse para que el tiempo transcurrido sea
aún menor? ¿Y para conseguir que se tarde un poco más?
[ ]
54 /
3
3 54 /
4
[]
46 /
3
7 46 /
4
Paso 2 . En la expresión de velocidad de consumo de A, se introducen los valores dados en las variables de
la relación:
En el primer período de tiempo:
En el segundo período de tiempo:
En el primer período de tiempo:
En el segundo período de tiempo:
Es posible determinar que la velocidad de consumo de A disminuye a medida transcurre el tiempo; ya que
decrece la concentración de A. Mientras que, la velocidad de formación B disminuye a medida transcurre
el tiempo.
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CINÉTICA QUÍMICA
Química
Así, la velocidad de reacción depende de distintos
factores: la temperatura a la que se efectúa, de la
concentración y la superficie de contacto entre los
reactivos, de la naturaleza de los reaccionantes, de
los catalizadores, etc.
2. FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE UNA
REACCIÓN
Tanto en los procesos industriales como en la vida
cotidiana es muy importante controlar la velocidad
de las reacciones que ocurren. Por ejemplo, en las
industrias, se quiere obtener una cierta cantidad de
producto en el menor tiempo posible y sin que
ocurran accidentes. La velocidad de una reacción
puede controlarse alterando algunas condiciones en
las cuales se lleva a cabo; es decir, variando la
temperatura, la concentración de los reactivos y la
superficie de contacto entre ellos o la presión, si se
trabaja con gases, entre otros.
Estos factores que modifican la rapidez con la que se
produce una reacción química se especifican en dos
aspectos: factores relacionados con la reacción y
factores relacionados con los reaccionantes.
Factores relacionados con los reaccionantes:
Efecto de la concentración: A medida aumenta la
concentración de los reactivos, se incrementa la
probabilidad de que se produzcan choques entre
las moléculas, ya que aumenta el número de sus
partículas en el medio y hace que la velocidad de la
reacción sea mayor. A medida que la reacción
avanza, disminuye la concentración de reactivos y
también, disminuye la probabilidad de choques y
con ella la velocidad de la reacción (Fig. 5).
La medida de la velocidad de una reacción química
envuelve la medida de la concentración de uno de
los reactivos o productos a lo largo del tiempo; dio
de otra manera, que para medir la velocidad de una
reacción se requiere medir, ya sea, la cantidad de
reactivo que desaparece unidad de tiempo o la
cantidad de producto que aparece por unidad de
tiempo.
Figura 5. A. Si hay una baja concentración entre los reactivos,
entonces habrá pocas colisiones entre las moléculas. B. Si la
concentración es alta, habrá un mayor número de colisiones y
por ende, la velocidad de reacción será mayor.
El Grado de subdivisión de los reaccionantes: El
grado de subdivisión del material está relacionado
con su área superficial, mientras más dividido se
encuentre un material, mayor será el área de su
superficie expuesta. Este factor es importante en
una reacción química, debido a que al aumentar el
grado de subdivisión de un reactivo, aumenta
también la rapidez de la reacción, puesto que el
área superficial se incrementa; así mismo, el
número de moléculas expuestas al choque
aumenta y por ende, el número de choques
eficaces (Fig. 6). En algunos lugares de almacenaje
de harina y en las minas de carbón, suelen ocurrir
explosiones, ya que las partículas poseen una gran
superficie de contacto y se oxidan más fácilmente.
Figura 6. A. Pequeñas piezas de piedra caliza reaccionan más
rápido con ácidos diluidos, para producir dióxido de carbono
(CO2) en forma de burbujas que B. rocas grandes.
Superficie de contacto: El grado de subdivisión de
un material se relaciona con su superficie de
contacto: mientras más dividido se halle un
material, mayor es el área de su superficie que se
expone, y por lo tanto, mayor será el número de
A B
A B
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CINÉTICA QUÍMICA
Química
colisiones, aumentando la velocidad de reacción
(Fig. 7).
Figura 7 . Una lámina de zinc (Zn) en una solución de sulfato de
cobre (II) (CuSO4) reacciona más lento que el zinc en polvo.
Se manifiesta claramente cuando se quiere hacer
una fogata y se cuenta con un tronco de árbol, los
campesinos saben muy bien, que en primer lugar, se
deben hacer astillas (aumenta la superficie decontacto) y no el tronco completo.
La Naturaleza de los reaccionantes: No es un factor
cinético en sí, sino un factor termodinámico que se
relaciona con la estructura misma de la sustancia y
con su tendencia a reaccionar. La estructura
molecular de las sustancias determina su propia
naturaleza, la cual influye sobre la rapidez de las
reacciones químicas (Fig. 8).
Una sustancia posee su propia naturaleza, la cual le
confiere sus características individuales. Dicha
estructura específica influye sobre la rapidez de la
reacción química de cada una de las sustancias. La
naturaleza del reaccionante es una constante y no
una variable.
Figura 8. A. La reacción de magnesio (Mg) en ácido clorhídrico
(HCl) se produce instantáneamente con fuerza, liberando
grandes cantidades de calor. B. La reacción de cobre (Cu) en HCl
no se produce o se produce lentamente a temperatura
ambiente.
¿Qué concentración de ácido clorhídrico (HCl) reaccionarápidamente con una muestra de zinc (Zn)?El zinc (Zn) reacciona con ácido clorhídrico (HCl). El Zn en
una solución poco concentrada de HCl, reacciona lento;
en cambio, en una solución con una alta concentración
de HCl, la reacción es rápida. Esta reacción conduce a la
formación de cloruro de zinc (ZnCl2) y de hidrógeno (H2),
notándose por la liberación de gas en forma de burbujas.
A B
ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 25 minutos)
FACTORES RELACIONADOS CON LOS REACCIONANTES:
Efecto de la concentración, Grado de subdivisión y Naturaleza de los reaccionantes
Con esta actividad se demostrará cómo influye la concentración de los reaccionantes, el tamaño de las partículas y su naturalezaen la velocidad de reacción; por medio de la reacción del bicarbonato de sodio (NaHCO3) presente en una tableta de Alka-
Seltzer® con agua para formar ácido carbónico (H 2CO3), que se descompone en dióxido de carbono (CO 2) y agua (H2O). Forme
equipos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles ¿han observado cómo algunos
alimentos se descomponen más rápidamente que otros? Cuando encienden un cerillo ¿han visto cómo toma muy poco tiempo
para que el cerillo se queme por completo?
Materiales
1Tableta de Alka-Seltzer®. Agua (cantidad necesaria).
1 cuchillo, cronómetro. 2 vasos plásticos transparentes.
5 mL de ácido acético (vinagre, CH3COOH). 2 goteros plásticos.
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CINÉTICA QUÍMICA
Química
Factores relacionados con la reacción
En seguida, se describen los factores relacionados
con la reacción:
Temperatura: La temperatura tiene un marcado
efecto sobre la velocidad de reacción, el cual se
aprecia en diversas situaciones de la vida diaria.
Por ejemplo, para conservar nuestros alimentos,
los mantenemos en una refrigeradora para evitarque se descompongan pronto.
La velocidad de la mayoría de las reacciones
aumenta al incrementar la temperatura del medio
donde se desarrollan (Fig. 9). Cuando aumenta la
temperatura, se incrementa la energía cinética de
las partículas de las sustancias reaccionantes
provocando que los choques sean más frecuentes.
Esto aumenta el número de colisiones efectivas
entre ellas, lo que les permite reaccionar eincrementar la rapidez de reacción. Mientras más
rápido se muevan, mayor será la probabilidad de
que choquen y reaccionen. Al disminuir el calor, las
reacciones se hacen más lentas.
Figura 9. Deshidratación del sulfato de cobre (II) (CuSO4). Al
aumentar la temperatura, se deshidrata, dejando el sulfato de
cobre (II) anhidro (blanco).
Presencia de un catalizador en una reacción: Un
catalizador es una sustancia que logra modificar la
velocidad de una reacción sin que él mismo se
consuma durante el proceso o sufra un cambio
químico, denominándose catálisis a la acción que
produce.
En general, el término catalizador ( positivo) se usa
para referirse a una sustancia que ayuda a acelerar
la velocidad de una reacción; hay sustanciasllamadas inhibidores (catalizadores negativos) que
puede causar que disminuya la aceleración de una
reacción (Fig. 10).
Por ejemplo, el peróxido de hidrógeno (H2O2, agua
oxigenada) se descompone en oxígeno (O2) y agua
(H2O). Una solución de H2O2 se puede almacenar
durante varios meses porque la velocidad en que
sucede la reacción de descomposición es lenta; si
se añade una sal de manganeso, una sal que posea
yodo o una sustancia biológica llamada enzima, lareacción se produce rápidamente, tal como indica
el burbujeo a medida que el oxígeno escapa de la
solución.
Figura 10 . Un escarabajo bombardero fabrica un gas explosivo
mezclando la hidroquinona y peróxido de hidrógeno, a los que
agrega una enzima inhibidora, como mecanismo de defensa.
El gas sale del escarabajo a 100 °C y puede disparar hasta 50
chorros sucesivos con un alcance de 5 centímetros.
Procedimiento
1. Dividir una tableta de Alka-Seltzer® a la mitad y colocar cada mitad en un vaso plástico.
2. Agregar 5mL de agua a uno de los vasos y 5mL de vinagre (CH3COOH) al otro vaso.
3. Medir el tiempo que tarda en disolverse el sólido y anotar los resultados.
Pregúnteles: ¿cuál de las dos reacciones químicas se llevó a cabo más rápido? ¿Por qué? ¿Cuál de los dos reactivos utilizados brindó
mejores resultados? ¿Qué concluirías de la naturaleza de los reaccionantes?
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CINÉTICA QUÍMICA
Química
ACTIVIDAD 4. (Tiempo: 30 minutos)
FACTORES RELACIONADOS CON LA REACCIÓN II:
Presencia de un catalizador, Temperatura y Superficie de contacto
Con esta actividad se demostrará cómo influye la presencia de un catalizador, la temperatura y la superficie de contacto en la
velocidad de reacción. Forme equipos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles ¿Por
qué es conveniente congelar los alimentos? ¿Qué sustancias químicas utilizarán las industrias para preservar la comida enlatada?
¿Podemos hacer más lentas las reacciones químicas?
Materiales
1 papa grande sin cáscara. 1 bote de peróxido de hidrógeno (50mL) (agua oxigenada, H2O2).
1 tenedor metálico. 5 vasos plásticos transparentes.
4 recipientes con profundidad. 1 hornilla o parrilla eléctrica u otra fuente de calor*.
1 regla, cronómetro. Agua (cantidad necesaria).
1 mechero
Experimento 1
Procedimiento1. Machacar una papa con ayuda del tenedor y colocarla en un vaso hasta que alcance una altura de dos centímetros.
2. Verter en el vaso peróxido de hidrógeno (H2O2) hasta una altura de cinco centímetros del vaso.
3. Agitar el vaso y observar lo que ocurre.
4. Repetir el procedimiento aumentando la cantidad de peróxido.
5. Medir la altura de la reacción cinco veces, una por cada minuto y anotar los resultados. Elaborar una gráfica que muestre
los resultados obtenidos.
Pregúnteles: ¿los cambios que experimenta la concentración del peróxido de hidrógeno (H2O2 ) influye en la velocidad de reacción?
¿De qué forma influye? ¿Cómo afecta en la velocidad de reacción que el vaso se agite? ¿Cómo influye en la velocidad de reacción la
adición de un catalizador? ¿Por qué?
Experimento 2Procedimiento
1. Enumerar cuatro vasos y colocar en cada uno de ellos un trozo papa machacada hasta una altura de dos centímetros.
2. Preparar cuatro baños María con los recipientes hondos para los vasos, siguiendo las indicaciones siguientes: i) Baño de
hielo (0 °C), ii) Baño de agua a temperatura ambiente (20 °C-25 °C), iii) Baño de agua a temperatura corporal (36 °C-39 °C) y
iv) Baño de agua caliente (70 °C-80 °C).
3. Sumergir cada vaso en cada Baño María durante 5 minutos. Una vez transcurrido el tiempo, deberán añadir el peróxido de
hidrógeno (H2O2) hasta completar una altura de cinco centímetros.
4. Agitar los vasos y colocar nuevamente los vasos en los baños respectivos.
5. Medir la altura de la espuma formada. Repetir las mediciones cinco veces, uno cada minuto.
Pregúnteles: ¿en qué vaso se produjo más espuma en menos tiempo? ¿Cómo podrías explicar estos resultados? ¿Cómo influye la
temperatura en la velocidad de reacción? ¿Qué sucedió con la temperatura del agua cercana a la del cuerpo humano? ¿Cuál ocuáles podrían ser tus conclusiones?
ACTIVIDAD 5. (Tiempo: 15 minutos)
FACTORES RELACIONADOS CON LA REACCIÓN I: Presencia de un catalizador
Con esta actividad se demostrará cómo influye la presencia de un catalizador en la velocidad de una reacción. Forme equipos de
tres estudiantes y repártales los materiales por utilizar. Pregúnteles ¿cuál es la función de un catalizador?
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CINÉTICA QUÍMICA
Química
3. ECUACIÓN DE VELOCIDAD
La relación matemática que indica la dependencia de
la velocidad de reacción y la concentración de los
reactivos, se expresa por medio de la ecuación de
velocidad o la ley de velocidad. En general, para una
reacción química de la siguiente forma:
+ +
La expresión de la ecuación de velocidad, es:
[ ][]
La ecuación de velocidad muestra que la velocidad
de una reacción es proporcional a la concentración
de los reactivos. Además, esta relación nos indica
que cada concentración se halla a una potencia
determinada. Es de reconocer que los exponentes,
y no son necesariamente los coeficientes
estequiométricos de la ecuación química, ya queestos deben determinarse de forma experimental;
los cuales, pueden ser números enteros positivos y
negativos, el cero o fracciones.
La constante de proporcionalidad se designa por la
letra k y se denomina constante de velocidad . Esta
constante es específica para cada reacción química y
depende de la temperatura. Por ejemplo, para la
siguiente reacción:
+
La ecuación de velocidad, es la siguiente:
[][]
Orden de una reacciónEn una reacción química, el exponente al que se
encuentra elevada la concentración de un reactivo
en la ecuación de velocidad se llama orden parcial o
simplemente orden, respecto a ese reactivo.
La suma de las órdenes parciales, esto es, la suma de
todos los exponentes de la ecuación de velocidad, es
el orden total de la reacción.
En síntesis, y representan el orden parcial de la
reacción, respecto al reactivo A y al reactivo B,respectivamente; la suma + indica el orden total
de la reacción. En el ejemplo anterior, es de segundo
orden para NO, primer orden para Cl2 y tercer orden
en general. Ahora, consideremos otro ejemplo, la
reacción de descomposición del óxido de nitrógeno
(V):
4 + , []
Materiales
1 terrón de azúcar mediano. Pinzas de madera (para sujetar la ropa).
1 mechero de alcohol (Actividad 4). Ceniza.
Procedimiento
1. Sujetar el terrón de azúcar con las pinzas y acercarlo a la fuente de calor para intentar hacerlo arder.
2. Impregnar el terrón de azúcar con la ceniza y repetir el paso 1. Observar lo que ocurre.
¿Qué sucedió?
Al aproximar el terrón de azúcar a la llama no arde, sino que se tuesta y se funde como caramelo. Si el azúcar se funde antes de
arder, es porque la temperatura de fusión es inferior a la temperatura de combustión. El azúcar arde en el aire a una temperatura
superior a los 500 °C. Al impregnar el terrón de azúcar con la ceniza y lo acercamos a la llama, el azúcar comienza a arder. La ceniza
actúa como un catalizador que permite que la reacción de combustión del azúcar suceda a una temperatura muy inferior.
Pregúnteles: ¿cuáles son los reactivos? ¿Cuál es la función del cerillo en la reacción química? ¿Y de la ceniza? ¿Qué tipo de
catalizadores se hallan en nuestr o organismo? Justifica la siguiente afirmación “...Cualquier ser vivo es semejante a una máquina
térmica que es capaz de regenerar sus propias piezas…”.
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CINÉTICA QUÍMICA
Química
RESUMEN
Cinética química: Su fin principal es determinar el
mecanismo de las reacciones químicas mediante el
estudio de la velocidad en distintas condiciones (la
temperatura, concentración, etc.).
Constante de velocidad: Presenta el símbolo k . Es la
constante que aparece en la ley que expresa la
velocidad de una reacción química en función de la
concentración de las especies que intervienen.
ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… LITERATURA-BIOLOGÍA
¿HAS VISTO A UNA LUCIÉRNAGA?
Realiza la siguiente lectura:
Las luciérnagas son insectos que brillan en la oscuridad, prendiendo y apagando el abdomen como si llevaran una pequeña linterna.Existen otros insectos y bacterias que presentan esa asombrosa particularidad de luz intermitente. Al fenómeno de esta luz
producida por algunos seres vivos se llama bioluminiscencia. Para que en el abdomen de la luciérnaga ocurran las reacciones
químicas que producen luz, se necesita que en su aparato luminoso estén presentes: el oxígeno del aire, una sustancias que se llama
luciferina y una enzima denominada luciferasa. El oxígeno del aire penetra en el aparato luminoso de la luciérnaga por una serie de
tubos llamados traqueales, se pone en contacto con la luciferina y la oxida en presencia de la luciferasa (una enzima que actúa como
catalizador) para formar una nueva sustancia llamada luciferasa oxidada. La energía necesaria para que se produzca la reacción
proviene de una sustancia que los bioquímicos llaman Trifosfato de adenosina (ATP). Una vez formada la luciferasa oxidada, esta se
descompone espontáneamente y se regenera la luciferina inicial y el oxígeno, y el exceso de energía que fue facilitada por el ATP es
liberada en forma de luz.
Solicíteles a sus estudiantes que respondan las siguientes preguntas a partir de la lectura efectuada:
¿Qué piensas que sucedería sin la enzima luciferasa? ¿Cuál es la función, que consideras, que poseen las enzimas? ¿Qué es un catalizador?
Investiga en qué otros fenómenos o procesos químicos se observa la presencia de catalizadores ¿Qué efectos tienen sobre las
reacciones químicas?
Investiga lo siguiente. ¿Qué efecto tienen cada uno de los siguientes factores en la velocidad de reacción: Cambios en la
concentración, cambios en la temperatura, el estado físico de los reactivos químicos y su naturaleza, y la presencia de
catalizadores?
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CINÉTICA QUÍMICA
Química
Enzima: Proteína que ejerce como catalizador en las
reacciones biológicas químicas.
Orden de reacción: En la expresión de la ecuación de
velocidad de una reacción química, la suma de las
potencias a la que se eleva las concentraciones es el
orden total de la reacción.
Velocidad de reacción: Cantidad de sustancia que se
consume o se produce por unidad de tiempo.
Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte:
1. Andalucía Innova (2011) 100 Preguntas, 100 Respuestas. Especial Ciencia Cotidiana. Junta. Consultado en
octubre 2011 desde http://goo.gl/Bjk7P
2. Chang. R., W. College (2002) Química. Séptima Edición. Colombia. McGraw-Hill Interamericana Editores, S.A.
de C.V.
3. Doria, M., J. Ibáñez, R. Mainero (et al) (2009) Experimentos de química en microescala para nivel medio
superior. Universidad Iberoamericana. México.
4. Educarchile. El portal de la educación (s.f.) Cinética química y la Velocidad de reacción. Consultado en
octubre de 2011en http://goo.gl/pygBh
5. Educarchile. El portal de la educación (s.f.) Cinética química. Fichas temáticas. Consultado en diciembre de
2011en http://goo.gl/2XcND
6. Kotz, J., P. Treichel, P. Harman (2003) Química y reactividad química. Quinta Edición. México. Thomson.
7. Saavedra, G. (s.f.) Velocidad de reacción. Facultad de Agronomía. Universidad de Concepción. Consultado en
octubre de 2011 desde http://goo.gl/eFgOj
8. Ramos, T. (2009) Factores que modifican la velocidad de una reacción. CESLAS. Nivel Secundario. Colegio
Ignacio Zaragoza. Consultado en octubre de 2011 desde http://goo.gl/aHr47
9. RENa (2008) Reacciones químicas. Velocidad de las reacciones químicas. Catalizadores. Red Escolar
Nacional. Ministerio del Poder Popular para Ciencia, Tecnología e IndustriasIntermedias. Consultado en
octubre de 2011en http://goo.gl/QM0O5
10. Silberberg, M. (2000) Química General. Segunda Edición. McGraw-Hill Interamericana Editores, S.A. de C.V.
México.
11. Vaquero, M. (2008) Velocidad de las reacciones químicas y concentración. Recursos de Ciencias para la
enseñanza en secundaria, apuntes, webquest, proyectos científicos, descargas, simulaciones.Consultado en
octubre de 2011en http://goo.gl/QM0O5
195
8/18/2019 Química III Ciclo
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CINÉTICA QUÍMICA
Química
ACTIVIDAD EVALUADORA
1. De los enunciados siguientes, especifica ¿uál o
cuáles son los correctos?
a. En cualquier reacción química, al duplicar la
concentración de uno de los reactivos, se ha
de duplicar la velocidad de reacción.
b. En la mayoría de las reacciones, la velocidad
aumenta al aumentar la temperatura.
c. Los catalizadores no modifican la expresión de
la velocidad de las reacciones químicas.
d. Los catalizadores siempre van a aumentar la
velocidad de reacción.
2. De los enunciados, indica las correctas:
a. El valor de la constante de la velocidad será
independiente de la temperatura.
b. El orden total de una reacción química será
siempre la suma de todos los coeficientes
estequiométricos de los reactivos que están
en la ecuación química.
c. El orden total de cualquier reacción química
ha de ser siempre un número entero.
d. La constante de velocidad de una reacción, es
la misma para varios pasos elementales, en elmecanismo de reacción.
3. Si se desea que el proceso de reacción entre la
sustancia A y B, sea rápido, siendo A un sólido y B
disuelto en agua, indica cuáles de entre las
siguientes medidas deberás adoptar:
a. Enfriar el sistema.
b. Pulverizar A y añadir exceso de B.
c. Disminuir la concentración de B.
d. Transmitir calor al sistema.
4. Explica por qué se oxidan más rápidamente las
tienen limaduras de hierro que un clavo.
5. Usando la ecuación de velocidad, determina la
velocidad de la reacción de CO y NO2, a 540K,
cuando [CO] = 3.8 x 10-4mol/L y [NO2] = 0.650 x
10-4 mol/L. La constante de velocidad es 1.9 L/
(mol • h).
6. Desarrolla lo que se le solicita a continuación:
Balancee la siguiente ecuación y exprese la
velocidad en términos de los cambios de la
concentración respecto al tiempo para cada
sustancia:
+
7. Considera la reacción siguiente:
+
Suponiendo que, en un momento en particular en
la reacción, el óxido nítrico (NO) reacciona a la
velocidad de 0.066 mol/ (L • s). a) ¿Cuál es la
velocidad de formación del NO2? b) ¿Cuál es la
velocidad a la que reacciona el oxígeno? c) ¿Qué
tan rápido decrecerá la [] cuando la []
disminuye a 1.60 mol/ (L • s)?
8. ¿Qué entiendes por orden de reacción? Escribe
una ecuación de velocidad de reacción y luego
identifique en ella, qué significa cada término de
la expresión.
9. El monóxido de carbono se quema generando
dióxido de carbono:
+
Si [CO] y [O2] son de 0.02 mol/L y la velocidad de
reacción es de 3.68x 10-5moles/ (L x min):
a. La expresión general para la ley de velocidadpara esta reacción es [][]. Por lo
tanto, determine el valor de la constante de
velocidad y especifique sus unidades.
b. ¿De qué orden es la reacción con respecto al
CO?
c. ¿Cuál es el orden general de la reacción?
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Lección 15. ESTEQUIOMETRÍA
CONTENIDOS
1.
Concepto de estequiometría.
2.
Leyes ponderales.
3.
Ecuaciones químicas.
4.
Cálculos estequiométricos.
INDICADORES DE LOGRO
1.
Describe el significado de las leyes
ponderales.
2.
Escribe de manera correcta una ecuación
química balanceada utilizando el método del
tanteo.
3.
Describe e interpreta la información que
indica una ecuación química balanceada.
4.
Realiza cálculos estequiométricos utilizando
las cantidades indicadas en una ecuación
química balanceada.
PALABRAS CLAVE
Estequiometría, leyes ponderales, ecuación
química balanceada, método del tanteo, factor de
conversión, mol.
¿POR QUÉ ES IMPORTANTE?
A lo largo del día, contamos y me
constantemente diferentes tipos de objetos,
cuando cocinamos, compramos, trabajamos, e
química, es importante poder cuantificar, c
mayor exactitud, la cantidad de productos q
pueden obtener a partir de la materia prima
ingresa a un determinado proceso. Sólo d
manera puede hacerse más eficiente la labor de
las empresas que desarrollan procesos químicos
DESCRIPCIÓN
La lección inicia definiendo qué es la estequiom
su utilidad para luego explorar sus bases en las
ponderales. Después, se retoma el tema
ecuaciones químicas, específicamente, su ba
mediante el método del tanteo. Finalmente, se
la información proporcionada por una ec
balanceada para realizar cálculos estequiométric
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ESTEQUIOMETRÍA
Química
1.
CONCEPTO DE ESTEQUIOMETRÍA
a estequiometría, palabra que se deriva del
griego stoicheion, que significa “elemento”, y
metron, “ medida”, es la rama de la Química
que se encarga del estudio de las relaciones
cuantitativas entre elementos y compuestos dentro
de una reacción química. El estudio de estas
relaciones tiene como base el mol, estudiado en la
Lección 4, definido como la cantidad de una
sustancia que contiene tantas entidades elementales
(átomos, moléculas, iones, electrones u otras
partículas) como átomos hay exactamente en 12 g
de carbono 12, es decir, aproximadamente igual a
6.02 x 1023
.
Sin embargo, sus estudiantes se preguntarán ¿para
qué nos sirve la estequiometría?
En la Lección 4, se pudo constatar que diariamente
utilizamos cantidades de sustancias químicas y se
señaló cómo traducir esas cantidades en unidades
químicas. Además, se instruyó lo que indican las
fórmulas químicas y cómo utilizar esta información
tal como lo hacen los profesionales en las industrias
y en los laboratorios. Estas cantidades son
importantes pues se puede saber la cantidad de
sustancia por obtener a partir de la materia prima
con la que se inicia un proceso químico.
No obstante, en los primeros tiempos de la Química,
la mayoría de los fenómenos estudiados solo se
describían indicando cuáles reactivos eran
necesarios y cuáles productos se esperaban de una
reacción. Con el paso de los años y la aparición del
método científico experimental, se fue haciendo
necesario medir, contar y calcular (cuantificar) con la
mayor exactitud posible, cuáles productos y en qué
cantidad podían obtenerse de unos determinados
reactivos. Para el conocimiento químico, fue
determinante conocer qué relación existe entre las
cantidades de las sustancias que intervienen en una
reacción, desde el punto de vista cuantitativo.
2.
LEYES PONDERALES
El hallazgo de un instrumento de medición, la
balanza, y su aplicación de forma sistemática a la
investigación de las transformaciones químicas por
parte del químico francés Antoine-Laurent Lavoisier
(1743-1794), propiciaron el descubrimiento de las
leyes de las combinaciones químicas y el
establecimiento de la química como ciencia.
Las leyes ponderales, son una expresión clara de esa
necesidad de encontrar las regularidades en los
fenómenos y utilizar este conocimiento para
aprovechar mejor las reacciones químicas.
L
ACTIVIDAD 1. (Tiempo aproximado: 30 minutos)
¿CAMBIA EL PESO?
Materiales
Una botella de plástico de 350 mL, un globo, una tableta
antiácida o un sobre de antiácido (efervescente); 100 mL de
agua, un recipiente medidor de volúmenes de cocina y una
balanza.
Procedimiento
1. Pesar cada uno de los materiales individualmente.
2. Medir 100 mL de agua con el medidor de volúmenes,
pesarlos en la balanza y depositarlos en la botella.
3. Partir en trozos pequeños la tableta y ponerlos dentro del
globo.
4. Colocar el globo cuidadosamente, sin dejar caer el
antiácido, en la boca de la botella.
5. Pesar en la balanza todo el dispositivo y anotar el valor
obtenido (como la imagen de abajo).
6. Retirar el dispositivo de la balanza, levantar el globo y
dejar caer el antiácido en el agua hasta considerar que se
detuvo la reacción.
7. Volver a pesar el dispositivo y anotar el peso.
Pregúnteles: ¿por qué se infla el globo? ¿Por qué creen que el
dispositivo pesa lo mismo antes y después de la reacción
química?
Pesaje de dispositivo sobre balanza granataria.
198
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ESTEQUIOMETRÍA
Química
Ley de la conservación de la masa (Ley de Lavoisier)
Como se mencionó anteriormente, fue Lavoisier
quien, mediante experimentos, midió la masa de las
sustancias antes, durante y después de una reacción
específica (combustión). Con sus experimentos sentó
las bases de la química moderna, al incorporar a la
observación herramientas para medir
cuidadosamente lo que sucede durante el proceso
de los fenómenos químicos. Fruto de sus
observaciones logró enunciar la importante ley de la
conservación de la masa, que se expresa de la
siguiente manera:
Puede pedirles a los estudiantes que apliquen esta
ley a la Actividad 1.
Ley de las proporciones constantes o definidas (ley
de Proust)
Al cuantificar la materia es importante saber si un
cierto compuesto está constituido por los mismos
elementos y en qué proporción están. La ley de
Proust responde a estas interrogantes. Proust llegó a
la conclusión que:
De lo anterior se deduce que esta SOLO SE PUEDE
APLICAR cuando estemos comparando masas de
DOS elementos para formar el MISMO COMPUESTO.
Por ejemplo, en el metano (CH4),
independientemente de la cantidad de carbono e
hidrógeno disponible para reaccionar, cuando se
forma dicha molécula, siempre lo harán cuatro
átomos de hidrógeno por cada uno de carbono, es
decir, en un compuesto químico,
independientemente de la forma de su preparación,
los elementos intervienen en proporciones fijas y
constantes. Así, cuando dos elementos forman un
compuesto, una cantidad dada de uno de ellos se
combinará con una cantidad definida del otro, pues
si lo hicieran de diferente manera estarían formando
otro compuesto.
Ley de las proporciones múltiples (ley de Dalton)
Dalton, en 1808, concluyó que:
El gas natural está compuesto principalmente de
metano (CH4), pero también se compone de etano
(C2H6), propano (C3H8) y butano (C4H10). Note que en
el metano el peso de carbono es: 12.0 gramos; el
etano suma 24.0 gramos de carbono, el propano
36.0 gramos y el butano 48.0 gramos. Se puede ver
entonces que en el etano la masa correspondiente al
carbono es el doble de la masa presente en el
metano. Así, la del propano es el triple y la del
butano es el cuádruple; diciéndolo sintetizado:
números enteros sencillos.
3.
ECUACIONES QUÍMICAS
Recordando la Lección 11, una ecuación química, es
un enunciado en fórmulas que expresan las
identidades y las cantidades de las sustancias
presentes en el cambio físico o químico. El lado
izquierdo de una ecuación muestra la cantidad de
cada sustancia presente antes del cambio y el lado
derecho muestra las cantidades presentes después
del cambio.
Para que una ecuación represente estas cantidades
exactamente, debe estar balanceada; esto es, el
mismo número de cada tipo de átomo debe
aparecer en ambos lados de la ecuación. Este
requisito es una conclusión directa de la ley de la
En cualquier reacción química que ocurra en un
sistema cerrado, la masa total de las sustancias
existentes se conserva. O lo que es lo mismo: en una
reacción química la masa de los reactivos (sustancias
de partida) es la misma masa que la de los productos
(sustancias finales).
Cuando se combinan químicamente dos o más
elementos para dar un determinado compuesto,
siempre lo hacen en una proporción fija, con
independencia de su estado físico y forma de
obtención.
Dos elementos pueden combinarse entre sí en más
de una proporción para dar compuestos distintos. En
ese caso, determinada cantidad fija de uno de ellos
se combina con cantidades variables del otro
elemento, de modo que las cantidades variables del
segundo elemento guardan entre sí una relación de
números enteros sencillos.
199
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ESTEQUIOMETRÍA
Química
conservación de la masa y de la teoría atómica,
vistos en el apartado anterior y que podemos
resumir de la siguiente manera:
En un proceso químico, los átomos no pueden ser
generados, destruidos o cambiados, solo
reordenados en distintas combinaciones.
Las fórmulas de los compuestos representan
proporciones fijas de los elementos que los
componen, así que una proporción diferente
representa un compuesto diferente.
Balanceo de ecuaciones por tanteo
Escriba a sus estudiantes la siguiente descripción en
la pizarra:
Una tira de magnesio al reaccionar con el oxígeno
del aire produce un polvo llamado óxido de
magnesio (MgO).
Coménteles que también producen luz y calor (luz
blanca de algunos fuegos artificiales), pero para
realizar el balanceo de la ecuación solo nos
interesan las sustancias presentes en la reacción.
Luego explíqueles que para realizar el balanceo hay
ciertos pasos, y que, a medida se los vaya indicando,
ellos deben ir realizándolos en la cartulina, de
acuerdo con la Actividad 2.
1.
Traducción del proceso. Si la reacción es descrita y
no se presenta como ecuación, hay que traducir
el proceso a una ecuación siguiendo las reglas de
los números de oxidación de la Lección 9:
_
Verifique que todos los estudiantes hayan
escrito bien la ecuación. Explíqueles que el
guion bajo indica dónde se escribirá el
coeficiente.
2.
Balanceo de los átomos. Este paso requiere
observar ambos lados de la ecuación para hacer
coincidir el número de cada tipo. Indíqueles que:
Deben iniciar con la sustancia más compleja,
aquella que tenga la mayor cantidad de átomos
o de diferentes tipos de átomos o seleccionar
un compuesto que contenga el átomo de un
elemento que se repita en la mayoría de las
sustancias que intervienen.
Asignar a la fórmula del compuesto
seleccionado un coeficiente tal que logre igualar
el número de átomos del elemento en
reactantes y productos. Dicho coeficiente debe
ser el menor posible y afecta a todos los
elementos incluso a los índices.
Repetir el procedimiento anterior con los
átomos de los elementos hasta que la ecuación
esté balanceada.
Deben terminar con la menos compleja, como
un elemento individual.
Pregúnteles si han identificado qué sustancia es
la más compleja (MgO) y cuál es la menos
compleja (Mg) y verifique que todos estén de
acuerdo, proponiendo el orden en el cual harán
el balanceo: primero el MgO, después el O2 yfinalmente el Mg.
Al balancear por el método del tanteo, se
prueba con diferentes coeficientes por
exploración o “tanteo” hasta encontrar o
acertar con el valor que permita hacer coincidir
el número de cada tipo de átomo a ambos lados
de la ecuación.
ACTIVIDAD 2. (Tiempo aproximado: 45 minutos)
BALANCEANDO
A medida desarrolla el contenido Balanceo de ecuaciones
por tanteo, llevará a cabo esta actividad con elestudiantado. Para ello puede formar grupos de dos a
cuatro integrantes.
Materiales
Cinco bolitas de durapax pintadas de verde, cinco bolitas
de durapax pintadas de rojo, un pliego de cartulina, tabla
periódica, tirro, navaja, cuaderno de apuntes y lápiz.
Indíqueles que deben partir las bolitas de durapax por la
mitad, intentando dejarles una superficie lisa ya que,
servirá para pegarlas a la cartulina.
200
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ESTEQUIOMETRÍA
Química
Para ello, se inicia con el coeficiente más bajo,
el 1 o un coeficiente tal que logre igualar el
número de átomos del elemento en reactantes
y productos, como lo indica el segundo literal.
Indíqueles que, usando el lápiz y las mitades de
las bolas de colores, escriban antes del MgO el
coeficiente 1 y sobre el símbolo de cada
elemento en el compuesto, coloquen una bolita
por el número de átomos que hay de cada uno.
Lo que obtendrán será similar a esto:
Luego, realizar los mismos pasos para el oxígeno
y el magnesio de acuerdo al orden
anteriormente planteado y no olvidando que
deben multiplicar el coeficiente por el subíndice
de cada átomo:
Esto indica que en los reactivos hay un átomo
de magnesio y dos de oxígeno y en los
productos uno de magnesio y uno de oxígeno.
Pregúnteles ¿Están balanceados todos los
átomos? ¿Por qué? ¿Qué coeficiente hay que
cambiar para balancear todos los elementos?
Dado que es preferible trabajar con números
enteros, podrían ajustar (cambiar) el coeficiente
del Mg y del MgO, ya que ambos se alteran de
igual manera, por el número que sigue, es decir,
el 2:
3.
Comprobación. Después de balancear y ajustar
los coeficientes, siempre hay que asegurarse que
la ecuación está balanceada:
( ) ( )
4.
Especificaciones de los estados de la materia. La
ecuación final también debe indicar el estado
físico de cada sustancia. Recordando la Lección 11
y el enunciado al inicio de la actividad, guíe a sus
estudiantes para escribir los estados físicos en los
que se encuentran las sustancias, realizando las
siguientes preguntas: ¿en qué estado de la
materia se encuentra el Mg cuando se indica que
hay “una tira de magnesio”? ; si el oxígeno está en
el aire, ¿cuál es su estado? ; si el MgO que se
produce es polvo, ¿cuál es su estado?
Por tanto la ecuación balanceada sería:
() () ()
Cuando el coeficiente es 1 no se indica en la
ecuación.
Puede sugerir otras reacciones para continuar la
actividad. Por ejemplo, escriba la ecuación
balanceada de la reacción entre el cloruro de
hidrógeno y el oxígeno de la cual se obtiene agua
líquida y cloro.
Tomando en cuenta las indicaciones anteriores
puede resolver:
_HCl(g) + _O2(g) _H2O( l ) + _Cl2(g)
_HCl(g) + _O2(g) 1H2O( l ) + _Cl2(g)
1HCl(g) + 1O2(g) 1H2O( l ) + 1Cl2(g) HCl(g) + O2(g) 2H2O( l ) + Cl2(g)
4HCl(g) + O2(g) 2H2O( l ) + 2Cl2(g)
Otras recomendaciones al balancear una ecuación
serían:
El coeficiente opera sobre todos los átomos de la
fórmula después de él, en otras palabras, que se
multiplica por cada uno de ellos y de sus
subíndices, como se aprendió en la Lección 11.
Al balancear ecuaciones no deben alterarse las
fórmulas químicas.
No se deben agregar otros reactivos o productos
para balancear la ecuación, porque esto
representa una reacción química diferente.
4.
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Una ecuación balanceada contiene información
cuantitativa relacionada con las sustancias
201
8/18/2019 Química III Ciclo
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ESTEQUIOMETRÍA
Química
individuales; en otros términos, las cantidades de los
reactivos y los productos involucrados en términos
de moles,
que pueden ser traducidos a términos de moléculas
o de masa (ver Lección 4).Si conoce el número de
moles de una sustancia, la ecuación balanceada le
indica el número de moles de todas las otras en la
reacción (Fig. 1).
Dicho de otra manera, el número de moles de una
sustancia es equivalente estequiométricamente al
número de moles de cualquier otra sustancia en la
ecuación balanceada. Para ser más claros, el término
equivalente estequiométricamente significa que una
cantidad definida de una sustancia se forma,
produce o reacciona con una cantidad definida de
otra.
Considerando la reacción de la figura 1, puede
observar que:
1 mol de C3H8 reacciona con 5 moles de O2
1 mol de C3H8 produce 3 moles de CO2
1 mol de C3H8 produce 4 moles de H2O
Por tanto, en esta reacción:
1 mol de C3H8 es equivalente estequiométricamente
a 5 moles de O2
1 mol de C3H8 es equivalente estequiométricamente
a 3 moles de CO2
1 mol de C3H8 es equivalente estequiométricamente
a 4 moles de H2O
De igual manera:
3 moles de CO2 son equivalentes
estequiométricamente a 4 moles de H2O
5 moles de O2 son equivalentes
estequiométricamente a 3 moles de CO2
Así sucesivamente.
Este tipo de equivalencias se usan para crearfactores de conversión. Estos puede obtenerlos con
ayuda de sus estudiantes (Tabla 1).
Tabla 1. Factores de conversión (relaciones estequiométricas)
para la reacción de combustión del propano
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
+
CH 5 3 C 4 H
ml CH 5 ml 3 ml C 4 ml H
mlél CH 5 mlél 3 mlél C 4 mlél H
44.09 CH 60 3.03 C 7.06 H
Figura 1. Información obtenida a partir de la ecuación balanceada de la combustión del gas propano.
+
+
202
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ESTEQUIOMETRÍA
Química
PROBLEMA 1. Cálculos mol-mol
a. ¿Cuántos moles de O2 son consumidos cuando se producen 10 moles de H2O?
Indíqueles que deben iniciar con el dato que se les ha dado, en este caso, los 10 moles de agua y que deben
buscar un factor de conversión que les permita pasar de moles de agua a moles de oxígeno, para el caso la #
9.
b. ¿Cuántos moles de CO2 se producen a partir de 3 moles de C3H8?
Utilizando el factor #4 podrán resolver de la siguiente manera:
0 ml H ×
5 ml
4 ml H
= .5 ml nm
3 ml CH ×3 ml C
ml CH
= 9 ml C p
Utilizando los factores de conversión anteriores, resuelva junto con sus estudiantes los siguientes problemas
que representan la variedad de cálculos estequiométricos que pueden efectuarse.
Retomando la información que indica la ecuación de la figura 1 y recordando las igualdades y/o factores de
conversión que aprendió a obtener en la Lección 4, resuelva con ayuda de los estudiantes los problemas
planteados en la Lección.
. ml × ml CH
5 ml
×44.09 CH
ml CH
= 0.58 CH
3 CH × ml
44.09 CH
×4 ml H
ml CH
= 0.7 ml H
PROBLEMA 2. Cálculos gramo-mol
a. ¿Cuántos gramos de C3H8 reaccionan con 1.2 moles de O2? El P.M del C3H8 es 44g/mol
b. ¿Cuántos moles de H2O se obtienen a partir de 3 g de C3H8?
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ESTEQUIOMETRÍA
Química
¿Producir mucho CO2 ayuda al efecto invernadero?
El dióxido de carbono (CO2) es un gas presente de manera natural en la atmósfera y que está relacionado con los
procesos vitales. Los seres vivos cuando respiramos, “quemamos” las materias orgánicas con el oxígeno
atmosférico y desprendemos CO2, pero las plantas verdes toman este gas y con ayuda de la luz lo transforman en
materia orgánica, que nos sirve de alimento a los seres heterótrofos. Ahora bien, el dióxido de carbono también se
produce cuando se queman materias carbonadas, como el carbón, la madera o los combustibles fósiles (gases
licuados del petróleo, gas natural, gasolina).
Si su emisión no se ve compensada adecuadamente por su fijación, aumentaría su concentración (cantidad) en la
atmósfera y contribuiría al calentamiento del planeta, ya que este no permite a la radiación infrarroja disiparse
provocando el “efecto invernadero” (calentamiento de la atmósfera), pues es el segundo gas atmosférico, tras el
vapor de agua, que contribuye a dicho fenómeno.
En la actualidad, se mide este y otros gases que contribuyen al efecto invernadero utilizando la estequiometría
para calcular la llamada “huella de carbono”, que es una manera de cuantificar la cantidad de emisiones de gases
invernadero, medidas en emisiones de CO2 equivalente, que son liberadas a la atmósfera debido a nuestras
actividades cotidianas (transporte, alimentación, etc.) o a la comercialización de un producto (consumir energía,
etc.)
7 C ×
ml C
44.0 C ×
5 ml
3 ml C ×
3.0
ml = 8.48
0 H × ml H
8.05 H ×
3 ml C
4 ml H ×
44.0 C
ml C
= 3.05 C
PROBLEMA 3. Cálculos gramo-gramo
a. ¿Cuántos gramos de O2 se requieren para obtener 7 g de CO2? El PM del O2 es 32 g/mol y el PM del CO2
es 44 g/mol
b. ¿Cuántos gramos de CO2 se obtienen si ya se produjeron 10 g de H2O? El PM del H2O es 18.015 g/mol
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ESTEQUIOMETRÍA
Química
1.
¿Qué diferencia hay entre añadir un subíndice 2 al final de la fórmula de CO para dar CO2 y anteponer un
coeficiente a la fórmula para dar 2CO? ¿A través de qué ley ponderal explica su razonamiento?
2.
Escribe y balancea las siguientes reacciones químicas según corresponda:
a.
El metal cobre reacciona con los gases oxígeno, dióxido de carbono y vapor de agua para formar el
carbonato de cobre básico, Cu2(OH)2CO3, compuesto de color verde que aparece frecuentemente en
las estatuas de bronce expuestas a la intemperie.
b.
NH3 (g) H2 (g) + N2 (g)
c.
Al calentar piedra caliza (CaCO3), esta se descompone en óxido de calcio y gas dióxido de carbono.
d.
P4 (s) O2 (g) P4O10 (s)
e.
Al(s) HCl(ac) AlCl3 (ac) H2 (g)
3.
Escribe la ecuación correspondiente a la siguiente reacción si, las bolas azules representan al elemento
nitrógeno; las rojas, al oxígeno y las blancas, al hidrógeno:
Luego:
a.
Balancea la ecuación.
b.
Escribe la información que puede obtener a partir del literal a (similar a la Figura 1).
c.
Escribe todas las relaciones estequiométricas posibles.
4.
El mineral de hierro Fe2O3 es impuro. Cuando se calienta con un exceso de carbono (coque), se obtiene el
metal hierro y el gas monóxido de carbono. A partir de esta información obtenga:
a.
La ecuación balanceada.
b.
Los moles de hierro producidos a partir de 5 moles de Fe2O3.
c.
Los gramos de Fe2O3 que reaccionan con 8 moles de coque.
d.
Los moles de coque necesarios para obtener 20 g de monóxido de carbono.
e.
Los gramos de Fe2O3 que reaccionaron para formar 100 g de hierro.
ACTIVIDAD EVALUADORA
+ +
206
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Gerencia de Educación en Ciencia Tecnología e Innovación