Dosier módulo I

Módulo I

CONTENIDO pag

Introducción 5

UNIDAD I TEORÍA ATÓMICA DE LA MATERIA 6

UNIDAD II LOS ELEMENTOS DE LA MATERIA 26

UNIDAD III ENLACE QUÍMICO 39

UNIDAD IV NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS 52

UNIDAD V REACCIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA 69

Actividades sugeridas 84

Bibliografía 88

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El Módulo 1 Fundamentos de Química, del Curso de formación a docentes del sector público es un curso para

aprender las exigencias básicas de la química, entender el desarrollo de la teoría atómica y el modelo actual

del átomo, además comprender el orden y las características de los elementos de la Tabla Periódica y la

forma en que éstos se relacionan para formar las sustancias que nos rodean, y la manera en que se nombran,

para ser identificadas; completando el curso con un análisis de las reacciones químicas y sus diferentes tipos,

así como la información que nos brindan por medio de un análisis aritmético de las ecuaciones químicas.

Este módulo incluye cinco unidades, en la primera se desarrolla la teoría atómica de la materia, para abordar

en la unidad dos, el estudio general de los elementos de la materia utilizando la tabla periódica, la unidad

tres enseña la teoría del enlace químico; para poder abordar la unidad cuatro que es la nomenclatura de

compuestos inorgánicos, finalizando con la última unidad que trata de las reacciones químicas y su

estequiometría.

En el marco de Formación de los Docentes en el Sector Público, se elaboró el presente dossier que servirá de

apoyoa los especialistas de Tercer Ciclo y Media de la especialidad de Química, pues es una fuente de

información y una guía para el aprendizaje que contribuye a ampliar y profundizar los contenidos que se

estudian en este Módulo.

El dossier se compone, además del índice e introducción, de:

lecturas en coherencia con los contenidos que se van estudiando jornada a jornada;

referencias documentales, que indican en qué fuente documental los especialistas pueden ampliar el conocimiento sobre el tema cuando haya necesidad de profundizar o cuando se requiera investigar sobre ellos;

actividades que se sugiere, se realicen en el salón de clases con los estudiantes; y

bibliografía en la que se encuentra la información sobre el módulo.

El desarrollo escrito de cada temática se presenta en un lenguaje técnico-científico, que ayuda al especialista

a desarrollar competencias investigativas que le permitan adquirir dominio pleno de las temáticas del

módulo.

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Viendo alrededor, la gama de colores, texturas y todas las características de la materia que lo rodean: los colores de un paisaje, el brillo de una fotografía, la textura de las telas, la solubilidad del azúcar en una taza de café, la transparencia del vidrio, Los materiales de nuestro mundo tienen una variedad aparentemente infinita, que inspira poemas, pinturas hermosas, símbolos patrios, emblemas de honor, hasta liturgias de profundo significado; los materiales de nuestro mundo exhiben una variedad sorprendente. Las propiedades se clasifican de diferente forma, pero ¿cómo las comprendemos y las explicamos? ¿Qué hace que los diamantes sean duros, mientras que la sal de mesa es quebradiza y se disuelve en agua? ¿Por qué el papel se quema y el agua apaga el fuego? La estructura y el comportamiento de los átomos es la clave para entender las propiedades físicas y químicas de la materia. Es alucinante que la diversidad de las propiedades que se ven a nuestro alrededor proviene de aproximadamente 100 elementos diferentes, y por tanto de alrededor de 100 tipos de átomos químicamente distintos.

Teoría atómica de la materia

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En esta unidad se comenzará a explorar el fascinante mundo de los átomos, que solo se ha podido comprender claramente a través de diferentes métodos experimentales. Se analizará la estructura básica del átomo, su descripción y análisis, para comprenderlo y así lograr adentrarse en el fascinante mundo de la química.

1. El átomo y las partículas subatómicas fundamentales

La historia del átomo precede a los tiempos en que caminó Jesucristo en la tierra; Demócrito (460–370 a.C.) y otros filósofos griegos pensaban que el mundo material estaba formado de partículas indivisibles a las que llamaron “átomos”, que significa “indivisible o infragmentable”. Más tarde Platón y Aristóteles propusieron la idea de que no podía haber partículas indivisibles. La perspectiva “atómica” de la materia se desvaneció por muchos siglos, durante los cuales la filosofía aristotélica dominó la cultura occidental. La idea del átomo resurgió en Europa durante el siglo XVII, cuando los científicos de la época intentaron explicar las propiedades de los gases. Isaac Newton (1642-1727), el más famoso de la época, se declaró a favor de la idea del átomo. A medida que los químicos aprendían a medir las cantidades de elementos que reaccionan entre sí para formar nuevas sustancias, se establecían los cimientos para una teoría atómica. John Dalton, durante el período de 1803 a 1807, hizo resurgir esa teoría en base a sus trabajos. Los postulados que incluía la teoría atómica de Dalton fueron:

a. Cada elemento está formado por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. b. Todos los átomos de un mismo elemento dado son idénticos entre sí, en masa y otras propiedades,

pero los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de otro elemento. c. Los átomos de un elemento dado no pueden transformarse en átomos de otro elemento mediante

reacciones químicas; los átomos no se crean ni se destruyen en reacciones químicas. d. Los compuestos se forman cuando los átomos de más de un elemento se combinan; un compuesto

dado siempre tiene el mismo número relativo y tipo de átomos.

Para que una teoría tenga éxito, no solo debe explicar las observaciones conocidas, sino también predecir correctamente el resultado de eventos y experimentos aún no conocidos.

La teoría de Dalton explica varias leyes sencillas sobre combinación química que se formularon en esa época, como la “ley de composición constante” yla “ley de conservación de la masa”, y que aún hoy siguen siendo leyes comprobadas del funcionamiento de las reacciones químicas.

Ni Dalton ni los científicos de su época contaron con evidencias directas de la existencia de los átomos. En la actualidad podemos utilizar poderosos instrumentos para determinar propiedades de átomos individuales e incluso obtener imágenes de ellos. Más aún, ahora sabemos que los átomos se componen de partículas subatómicas aún más pequeñas.

En un artículo científico publicado en 1897, de J.J. Thomson, resumió sus observaciones experimentales de los rayos catódicos, y concluyó que estos son un haz de partículas con carga negativa. El artículo de Thomson se acepta en general como el “descubrimiento” de lo que después se conoció como el electrón. Además sus mediciones dieron a conocer la relación carga-masa del electrón, resultando un valor de 1.76 X 108 coulombs por gramos.

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En 1909, Robert Millikan (1868 – 1953), logró medir la carga de un electrón, por medio de un experimento a partir de unas gotas de aceite que habían capturado electrones adicionales, hizo mediciones de voltaje con respecto a la velocidad de caída de las gotitas de aceite entre dos placas. Su experimento mostró que las cargas eran siempre múltiplos enteros de 1.602 X 10-19 C, lo cual dedujo era la carga de un solo electrón.

Utilizando el valor experimental de la carga del electrón, y su relación carga-masa de Thomson se determina que la masa del electrón conduce a un resultado de 9.10 X 10-28 g. Este resultado coincide con el valor actualmente aceptado para la masa del electrón, 9.109382 X 10-28 g. Esta masa es aproximadamente 2000 veces más pequeña que la del hidrógeno, el átomo más ligero.

Reflexionando las consecuencias de los experimentos de Thomson con rayos catódicos, como la materia en su conjunto es eléctricamente neutra, el hecho de que los átomos de un electrodo puedan generar partículas cargadas negativamente (electrones) debe significar que esos mismos átomos contienen partículas cargadas positivamente. La búsqueda de esas partículas llevó a Ernest Rutherford (1871 – 1937) a realizar un experimento crucial, cuyos resultados fueron publicados en 1911.

El trabajo de Rutherford implicó un rayo de partículas alfa, un tipo de emisión descubierta de elementos radiactivos. Cuando Rutherford dirigió un rayo de partículas alfa a una delgada lámina de oro, vio que casi todas las partículas pasaban de la lámina sin sufrir ninguna desviación. Sin embargo, un número muy pequeño de ellas (alrededor de 1 de cada 20,000) se desviaban con cierto ángulo, mientras que algunas rebotaban hacia la fuente de las partículas. Un acercamiento muestra que la mayor parte de un átomo consiste en espacio vacío, en tanto que solo las partículas alfa que golpean un núcleo son desviadas.

Rutherford explicó sus resultados con la propuesta de que un átomo de metal debe consistir, casi por completo, en espacio vacío, y su masa debe estar concentrada en una parte central muy pequeña, a la que llamó núcleo. Si el núcleo contiene las cargas positivas del átomo y la mayor parte de su masa, mientras los electrones están relativamente a una distancia grande de aquél, entonces quedaba claro por qué se observaba la dispersión resultante: la mayoría de las partículas alfa encontraba espacio vacío al llegar a la lámina. Sólo cuando una partícula alfa positiva pasaba cerca de un núcleo positivo, pequeño pero masivo, era repelida con fuerza suficiente para hacerla rebotar.

Figura 1. Experimento de Rutherford, desviación de partículas alfa debido al núcleo atómico.

Las mediciones modernas demuestran que un átomo tiene un diámetro aproximado de 10-10 m y que el núcleo es de cerca de 10-15 m. No obstante, a partir de estos números, es difícil imaginar lo pequeño que en realidad es un núcleo, para fines de comparación, piense que si un átomo fuera del tamaño de un estadio techado, el núcleo tendría el tamaño aproximado de un guisante situado en el centro de la cancha.

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Experimentos adicionales de Rutherford y otros en el período que va de 1910 a 1930 demostraron que el núcleo está compuesto de dos clases de partículas, llamadas protones y neutrones. Los protones tienen una masa de 1.672622 X 10-24g (alrededor de 1836 veces más grande que la del electrón) y carga positiva. Como la carga de un protón es de signo contrario, pero de igual magnitud que la de un electrón, los números de protones y electrones de un átomo neutro son iguales. Los neutrones (1.674927 X 10-24g) son casi idénticos a los protones en cuanto a su masa, aunque no tienen carga, y el número de neutrones en un núcleo no se relaciona de manera directa con el de protones y electrones. En la tabla 1 se hace una comparación de las tres partículas subatómicas fundamentales, en tanto que brinda un panorama proximal del átomo.

Partícula Masa Carga

gramos uma* Coulombs e Electrón 9.109382 X 10-28 5.485799 X 10-4 - 1.602176 X 10-19 - 1

Protón 1.672622 X 10-24 1.007276 + 1.602176 X 10-19 + 1

Neutrón 1.674927 X 10-24 1.008665 0 0

Tabla 1. Comparación de las partículas subatómicas

*La unidad de masa atómica (uma) se definirá más adelante.

2. Número atómico y másico

El descubrimiento de las subpartículas fundamentales del átomo dio pie a una caracterización atómica. Lo que hace que un átomo de un elemento sea diferente de un átomo de otro elemento es que los átomos de cada elemento tienen un número característico de protones. Definiendo dos términos útiles para caracterizar un átomo.

El número atómico “Z”, se concibió como el número de protones que posee un átomo determinado

El número másico “A” es el número total de protones y neutrones.

En base a las definiciones anteriores se pueden hacer las consideraciones siguientes: el número total de electrones en un átomo es igual a Z porque el átomo es eléctricamente neutro, el número de neutrones es A – Z. Un electrón posee una unidad atómica de carga negativa, y un protón posee una unidad atómica de carga positiva, y un neutrón es eléctricamente neutro.

La forma de escribir el número atómico para un elemento químico es colocándolo como un subíndice a la izquierda del símbolo del elemento correspondiente, y el número másico se coloca como un superíndice a la izquierda del símbolo del elemento.

Como todos los átomos de un elemento determinado tienen el mismo número atómico, el subíndice es redundante y con frecuencia se omite. Así el símbolo del carbono-12 puede representarse simplemente como 12C.

Número másico

Número Atómico

𝑁𝑒1022

Figura 2. Escritura del número atómico “Z”

y número másico para “A” para el Neón.

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3. Isótopos

Los átomos de un elemento determinado pueden diferir en el número de neutrones que contienen, y como consecuencia, en su masa. Por ejemplo, la mayoría de los átomos de carbono tienen seis neutrones, aunque algunos tienen más y otros menos.

Esos átomos con números atómicos idénticos, pero con números de masa diferentes (es decir igual número de protones, pero diferente número de neutrones) se conocen como isótopos, y que significa en el mismo sitio, haciendo referencia a su ubicación en la tabla periódica. En general, se utiliza la notación con superíndices solo al hacer referencia a un isótopo particular de un elemento.

La mayoría de los elementos químicos tienen más de un isótopo. Solamente 21 elementos (por ejemplo el berilio o sodio) poseen un solo isótopo natural. En contraste, el estaño es el elemento con más isótopos estables, 10.

Además, hay isótopos estables (existen menos de 300) y no estables o isótopos radiactivos (existen alrededor de 1200). El concepto de estabilidad no es algo fijo, ya que existen isótopos semiestables, Y se debe a que aunque son radiactivos, poseen períodos de semidesintegración extremadamente largos comparados con la edad de la tierra. Si la relación entre el número de protones y neutrones no es la apropiada para obtener la estabilidad nuclear, el isótopo es radiactivo.

3.1 Otra clasificación de los isótopos

4.1.1 Isótopos naturales

Son los que se encuentran en la naturaleza. Por ejemplo el carbono-14 es un núcleo radiactivo del medio ambiente, y se utiliza para estimar fechas en organismos que vivieron hace muchos años, organismos fosilizados; ya que el carbono-14 posee un tiempo de vida media de 5760 años. La técnica se fundamenta en que la cantidad de 14C que posee un organismo en vida es constante, ese nivel se mantiene así por las diferentes formas en que un organismo intercambia carbono con el medio ambiente, por ejemplo la respiración de los mamíferos y la ingesta de alimentos; en el momento en que un organismo muere, el carbono-14 ya no se intercambia con el medio, y su cantidad disminuye debido a reacciones nucleares; con la ecuación correcta, y por la determinación de cantidad de carbono-14 se pueden datar edades que para los humanos son de difícil comprensión, puesto que nos cuesta adaptarnos a la impresión de esa cantidad de años, al tener la imposibilidad de un marco de referencia personal de ese tipo.

4.1.2 Isótopos artificiales

Son los que se producen en laboratorios por medio de bombardeos de partículas subatómicas o en las centrales nucleares. Tienden a tener una vida muy corta, debido a su inestabilidad y radiactividad que lo presentan. Uno de ellos es el Cesio, cuyos isótopos artificiales se utilizan en plantas nucleares de generación eléctrica.

El hidrógeno tiene tres isótopos naturales, el protio 1H, el deuterio 2H y el tritio 3H, se han logrado sintetizar en el laboratorio otros radioisótopos, es decir que son radiactivos e inestables, por lo que su vida es corta, y que van desde el 4H al 7H. El hidrógeno es el único que tiene nombres diferentes para sus isótopos de uso corriente. El agua que conocemos como H2O es en general “óxido de protio”, puesto que es el isótopo natural

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más abundante del hidrógeno, más del 99.98%. Se denomina agua pesada al "óxido de deuterio", una molécula con composición química equivalente al agua, en la que los dos átomos de protio son sustituidos por dos de deuterio, de forma similar el agua semipesada está formada por un átomo de protio y uno de deuterio; existe también el agua tritiada, contiene tritio en lugar de protio y deuterio, es la forma radiactiva del agua.

Figura 3. Isótopos estables y naturales del Hidrógeno, Protio 1H, Deuterio 2H y Tritio 3H.

4. Radiación electromagnética

La comprensión de las estructuras electrónicas de los átomos será más fácil si se estudia primero la interacción de la radiación electromagnética con la materia.

La radiación electromagnética es una forma de transmisión de energía en la que los campos eléctricos y magnéticos se propagan como ondas a través del espacio vacío (el vacío) o a través de un medio como el vidrio. Una onda es una perturbación que transmite energía a través del espacio o un medio material.

Un campo eléctrico es la región alrededor de una partícula cargada eléctricamente. Se puede detectar la presencia de un campo eléctrico midiendo la fuerza ejercida sobre un objeto cargado eléctricamente que se encuentre dentro del campo. Un campo magnético se encuentra a los alrededores de un imán, existen diferencias que entre el campo eléctrico y el magnético que no se discutirán en este material. De acuerdo con la teoría propuesta de James Clerk Maxwell (1831 – 1879) en 1865, la radiación electromagnética, una propagación de campo eléctrico y magnético, se produce por una aceleración de una partícula cargada eléctricamente. Las ondas de radio por ejemplo, son una forma de radiación electromagnética producida por oscilaciones, fluctuaciones de la corriente eléctrica en un circuito eléctrico especialmente diseñado.

Figura 4. El movimiento ondulatorio más

sencillo: una onda a través de una

cuerda

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Imagine que ata el extremo de una cuerda larga a un clavo en la pared, y sujeta el otro extremo con la mano (figura 4). Además, que ha coloreado un pequeño segmento de la cuerda con tinta roja. Al mover la mano de arriba abajo se produce un movimiento de onda en la cuerda. La onda viaja a lo largo de la cuerda, pero el segmento coloreado solo se mueve de arriba abajo. La onda contiene crestas y valles, o puntos bajos donde la cuerda está a la mayor distancia por encima de la línea central. La altura máxima de la onda se denomina amplitud, y la distancia entre el máximo de dos crestas sucesivas o valles se denomina longitud de onda, y se designa con la letra 𝜆. Se denomina frecuencia al número de crestas o valles que pasan por un punto dado por unidad de tiempo, y se simboliza por la letra griega nu “𝜈”.

Una característica de la radiación electromagnética es su velocidad constante, en el vacío, 2.99792458 X 108 ms-1, que se denomina velocidad de la luz, y se representa por “c”. La relación entre esta velocidad, la frecuencia y la longitud de onda de la radiación electromagnética es: 𝑐 = 𝜈 × 𝜆.

El intervalo amplio de longitudes de onda y frecuencias genera un espectro de las radiaciones electromagnéticas (figura 5), este hecho ilustra que la longitud de onda de la radiación electromagnética es más corta para frecuencia alta y más larga para frecuencia baja.

Figura 5. Espectro electromagnético.

Las propiedades de la radiación electromagnética que más se utilizan son las anteriormente descritas, amplitud, longitud de onda, frecuencia y velocidad. Hay otra característica esencial de la radiación que interviene en la discusión de la estructura atómica. Por ejemplo, si lanzamos dos piedras a un charco, y caen una muy cerca una de la otra, se generaran ondas que parten de puntos de impacto de las piedras. Los dos grupos de ondas se cruzan, y hay lugares donde las ondas desaparecen, y lugares donde persisten las ondas creando un patrón de entrecruzamiento característico. Cuando las ondas se encuentran coincidiendo en sus crestas (o en sus valles), las ondas se combinan formando las crestas más altas,

Figura 6. Interferencia constructiva en las

olas del mar

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o valles más profundos en el agua. En este caso se dice que las ondas están en fase y la suma de ondas se llama interferencia constructiva. Es el mismo efecto que se produce cuando dos ondas del mar, olas, impactan para dar el fenómeno de la interferencia constructiva (figura 6).

5. Espectros atómicos

El espectro visible es continuo, porque la luz está formada por un gran número de longitudes de onda. Pero si hay una fuente de luz, que emite un número relativamente pequeño de longitudes de onda el espectro será discontinuo. En estos casos los espectros consisten en un número limitado de longitudes de onda que se observan como líneas coloreadas en un barrido espectral, con espacios oscuros entre ellas. Estos espectros se llaman espectros atómicos o espectros de línea.

Cada elemento químico tiene su propio espectro de líneas característico, es una especie de huella dactilar atómica.

Los espectros atómicos pueden ser de emisión y de absorción. El espectro de emisión es el espectro de líneas coloreadas antes descrito, y el de absorción será lo contrario del de emisión, o sea las longitudes de onda que un elemento absorbe, y que en el espectro de emisión aparece como zonas oscuras, puesto que el elemento ha absorbido a esas longitudes de onda. Estos espectros se pueden

observar mediante un espectroscopio. Con esta técnica fueron descubiertos elementos como el cesio (que significa azul cielo), el rubidio (que significa el rojo más oscuro) y el helio (que significa el sol), éste último se descubrió al observar un eclipse solar en el año de 1868, pero el helio no se aisló en la tierra hasta 27 años más tarde.

Pero ¿Por qué son importantes estos espectros para estudiar el átomo?, ya que estos espectros están formados únicamente por limitadas longitudes de onda, proporcionan una gran oportunidad para conocer las estructuras de los átomos. Por ejemplo, este hecho sugiere que solamente hay un limitado número de valores de energía que son capaces de excitar los átomos gaseosos. Sin embargo resolver la clave de este enigma fue hasta la llegada de la teoría cuántica.

6. Teoría cuántica

Se sabe que los objetos calientes emiten luz de diferentes colores, rojo oscuro un calefactor de un horno eléctrico, blanco brillante del filamento de una bombilla. Como el caso de los espectros atómicos, la física clásica no podía proporcionar una completa explicación de la emisión de luz por los sólidos calientes, conocida como radiación del cuerpo negro. La teoría clásica predice que la intensidad de radiación emitida debería aumentar indefinidamente con respecto a las disminuciones de longitud de onda, En 1900, Max Planck (1858 – 1947), para explicar que la intensidad no aumenta indefinidamente, hizo una propuesta revolucionaria, la energía, como la materia, es discontinua. Esta es la diferencia esencial entre la física clásica y la época de Planck. La física clásica no limita la cantidad de energía que un sistema puede tener, mientras que la teoría cuántica limita esta energía a un conjunto de discretos valores específicos. La diferencia entre dos de las energías permitidas de un sistema se le llama un cuanto de energía. La relación entre un cuanto y la energía de un sistema es similar a la relación que existe entre un átomo sencillo y una muestra completa de materia.

Figura 7. Espectro de emisión y absorción del mercurio.

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El postulado de Planck puede enunciarse de una forma más general: la energía de un cuanto de radiación electromagnética es proporcional a la frecuencia de la radiación, cuanto más alta es la frecuencia, mayor es la energía. Esto se resume en lo que se conoce como ecuación de Planck;

𝐸 = ℎ𝜐

Donde E es la energía, h es la constante de Planck, que tiene un valor de 6.62607 X 10-34Js, y 𝜐 es la frecuencia de la radiación.

Cuando Planck formuló su hipótesis cuántica, los científicos no habían tenido experiencia previa con sistemas físicos macroscópicos que necesitaran la existencia de niveles de energía, separados y que la energía solo podía ser emitida o absorbida en cuantos determinados. Su experiencia era que no había límites teóricos sobre la energía de un sistema, y que la transferencia de energía era continua. Por este motivo, no es sorprendente que los científicos, incluyendo al mismo Planck, fueran inicialmente escépticos a las hipótesis cuánticas. Fue una teoría diseñada para explicar la emisión de los cuerpos negros, y no pudo ser aceptada inicialmente como un principio general hasta que fue comprobada por otras aplicaciones.

La hipótesis cuántica solo adquirió el estatus de una nueva gran teoría científica después de ser aplicada con éxito a otros fenómenos distintos a la radiación del cuerpo negro. El primero de esos éxitos llegó en 1905 con la explicación cuántica de Albert Einstein del efecto fotoeléctrico.

7. El efecto fotoeléctrico

Algunos años después de que Planck presentara su teoría cuántica, los científicos comenzaron a ver su utilidad en un gran número de observaciones experimentales. Einstein había explicado el efecto fotoeléctrico, que consiste en que cuando un haz de luz incide sobre una superficie metálica limpia ocasiona que la superficie emita electrones. Pero para que se de esa emisión de electrones se requiere una frecuencia mínima de luz, y es diferente para diferentes metales.

Para explicar este efecto, Einstein supuso que la energía radiante que incide sobre la superficie del metal se comporta como un conjunto de paquetes fundamentales de energía. Cada paquete es como una “partícula” de energía, se denomina fotón. Extendiendo la teoría cuántica de Planck, Einstein dedujo que cada fotón debía tener una energía igual a la energía de un cuanto de radiación electromagnética, es decir la ecuación de Planck. Por tanto, la energía de un fotón será 𝐸 = ℎ𝜈.De esta forma se puede decir que la energía de un fotón está cuantizada.

En condiciones adecuadas, los fotones que inciden sobre una superficie metálica transfieren su energía a los electrones del metal. Se requiere una cierta cantidad de energía, denominada función de trabajo, para que un electrón supere las fuerzas de atracción que lo unen al metal. Si los fotones que inciden sobre el metal tienen menos energía que la función de trabajo, los electrones no tendrán la energía suficiente para salir emitidos del metal, incluso si el haz de luz es intenso. Sin embargo si los fotones tienen una energía mayor que la función de trabajo del metal particular, se emiten electrones. La intensidad (brillo) de la luz está relacionada con el número de fotones que llegan a la superficie por unidad de tiempo, pero no con la energía de cada fotón. Einstein ganó el premio Nobel de Física en 1921 por explicar el efecto fotoeléctrico.

Figura 8. Efecto fotoeléctrico

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Para comprender mejor lo que es un fotón, imagine que tiene una fuente de luz que produce radiación con una sola longitud de onda. Además, suponga que pudiera encender y apagar la luz cada vez más rápido para generar destellos de luz cada vez más rápido, para generar destellos de luz cada vez más pequeños. La teoría del fotón de Einstein nos indica que en algún momento obtendríamos el destello más pequeño de energía, dado que 𝐸 = ℎ𝜈, el destello más pequeño de energía consiste en un solo fotón de luz.

La idea de que la energía de la luz depende de su frecuencia nos ayuda a comprender los diversos efectos que tienen distintos tipos de radiación electromagnética. Por ejemplo, debido a la alta frecuencia (longitud de onda corta) de los rayos X, los fotones de los rayos X ocasionan daño a los tejidos e incluso cáncer. Por lo tanto, las señales que normalmente se colocan alrededor del equipo de rayos X nos advierten sobre la radiación de alta energía.

Aunque la teoría de Einstein considera la luz como un flujo de fotones en vez de una onda, y explica el efecto fotoeléctrico y muchas otras observaciones, también plantea un dilema, ¿La luz es una onda o una partícula? La única forma de resolver este dilema es adoptar lo que parecía una posición muy inusual; debemos considerar que la luz posee tanto características de onda como de partícula y, según la situación, se comportará más como una onda o más como un conjunto de partículas. También se verá que esta naturaleza dual de la luz también es característica de la materia.

8. El átomo de Bohr

El espectro atómico del hidrógeno es uno de los más estudiados. La luz de una lámpara de hidrógeno se ve de color pardo rojizo, la longitud de onda principal de esta luz es la luz roja de 656.3nm. Sin embargo el espectro visible del hidrógeno aparecen otras tres líneas. Una línea azul verdosa a 486.1nm, una violeta a 434.0nm y otra violeta a 410.1nm.

El modelo atómico de Rutherford no mostró el ordenamiento de los electrones alrededor del núcleo atómico. Aplicándole la física clásica al modelo atómico de Rutherford, los electrones negativos deberían de ser atraídos al núcleo positivo, lo que sugería que los electrones deben estar en movimiento como los planetas alrededor del sol. Según la física clásica, los electrones se acelerarían continuamente, y deberían radiar energía; al perderla los electrones deberían con un movimiento en espiral juntarse al núcleo. Más aún el átomo de hidrógeno, el más simple de los elementos, no exhibe inestabilidad. Para resolver este problema, y explicar el espectro de las líneas de hidrógeno, en 1913, Niels Bohr (1885-1962) resolvió este dilema con la hipótesis cuántica de Planck. Con una mezcla de teoría clásica y cuántica, Bohr postuló para un átomo de hidrógeno que:

Sólo las órbitas con ciertos radios, que corresponden a energías definidas, son permitidas para el electrón de un átomo de hidrógeno.

Un electrón en su órbita permitida, tiene energía específica, y es un estado de energía “permitido”. Esto obliga a que un electrón con estado de energía permitido, no irradiará energía, lo que conduce a que éste mismo no girará en espiral hacia dentro del núcleo.

La energía es emitida o absorbida por un electrón, cuando este cambie de estado de energía permitido hacia otro. Ésta energía es emitida o absorbida como un fotón, E=hv.

Figura 9. Modelo atómico de Rutherford

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Una vez definidos los estados de energía permitidos, Bohr predicó con su hipótesis que un fotón de luz con la suficiente energía puede hacer “brincar” un electrón de un estado de energía inferior a uno superior (por ejemplo, de n = 1 a n= 5), absorbiendo el fotón y dejando con ello un “hueco” en el espectro de absorción. Pero no sólo era posible que un electrón pudiese saltar de un nivel energético inferior a uno superior al absorber un fotón, también era posible que saltase de un nivel energético superior a un nivel energético inferior emitiendo un fotón cuya energía debía ser igual a la diferencia entre los niveles energéticos de las capas. Esto podía explicar los espectros de emisión.

El modelo atómico Bohr explicó e inclusive predijo la existencia de otras líneas espectrales que fueron siendo descubiertas paulatinamente conforme aumentaba la potencia de la resolución de los espectroscopios gracias a técnicas refinadas en la manufactura de los mismos.

Aunque el modelo de Bohr explica el espectro de absorción del átomo de hidrógeno, no puede explicar el espectro de otros átomos, o lo hace de forma tosca. Bohr quiso eludir el problema de por qué el electrón con carga negativa no caería en el núcleo positivo como con la suposición de que no sucedería. Pero el problema aún existía, y ese hecho debe de considerarse con cualquier propuesta de la estructura electrónica de un átomo. Pero los aportes de Bohr fue un camino importante para desarrollar un modelo más completo. Las ideas fundamentales que aún están en el modelo actual son: (1) que los electrones solo existen en niveles discretos de energía, que están descritos por número cuánticos, y (2) la energía tiene que ver con el movimiento de un electrón de un nivel a otro.

9. Propiedades ondulatorias de la materia

Para explicar el efecto fotoeléctrico, Einstein dijo que la luz tenía propiedades de las partículas y que estaba constituida por fotones. Y además algunos fenómenos como la dispersión de la luz por un prisma, se comprenden cuando la luz se trata en términos de la teoría ondulatoria. Esta es la naturaleza dual de la luz.

En 1924, Louis de Broglie (1892-1987), formuló también que: las partículas pequeñas de materia a veces pueden mostrar propiedades ondulatorias. Él conocía la ecuación de Einstein, E=mc2, donde m es la masa relativista del fotón, y c es la velocidad de la luz. La combinó con la ecuación de Planck, y obtuvo: hv=mc2, o de otra manera (hv/c) = mc = p. Donde p es el momento del fotón. Utilizando 𝑣𝜆 = 𝑐, tenemos: 𝑝 = ℎ/𝜆. Para aplicar esa última ecuación a una partícula material, como un electrón, De Broglie sustituyó el momento

Figura 10. Cambios de estados energéticos en el modelo atómico de Bohr

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p, por su equivalente, el producto de la masa de la partícula, m, y su velocidad, u. Así llegamos a la famosa relación de Broglie.

𝜆 =ℎ

𝑝=ℎ

𝑚𝑢

De Broglie introdujo el término “ondas de materia”, a las ondas asociadas a las partículas. Si éstas ondas existen para partículas pequeñas, los haces de electrones deberían de mostrar propiedades de ondas como la difracción. Si la distancia entre los objetos que dispersan las ondas es aproximadamente la misma que la longitud de onda de la radiación, se produce la difracción, y se observa un patrón de interferencias. Ejemplo: los rayos X son fotones muy energéticos con una longitud de onda asociada a 1 Armstrong (100pm). Estos rayos son dispersados por la disposición regular de los átomos en el aluminio metálico, donde la separación entre los átomos es aproximadamente el doble de la longitud de onda asociada, produciendo una imagen de difracción. En 1927, C.J. Davisson y L.H. Germer, demostraron que un haz de electrones lentos es difractado por un cristal de níquel. G.P. Thomson, dirigió un haz de elctrones hacia una hoja metálica fina. Obtuvo la

misma imagen de difracción de electrones por una hoja de aluminio que con rayos X de la misma longitud de onda.

Thomson y Davisson compartieron Premio Nobel de Física en 1937 por sus experimentos de difracción de electrones. George P. Thomson era hijo de J.J. Thomson, quien ganó Premio Nobel en 1906 por descubrir el electrón. Es interesante y motivador observar como Thomson padre demostró que el electrón es una partícula, y Thomson hijo que el electrón es una onda. Padre e hijo demostraron en conjunto la dualidad onda-partícula del electrón.

10. Principio de Incertidumbre de Heisenberg

Las leyes de la física hacen predicciones precisas, calculamos tiempos, distancias, ángulos de caída, con mucha exactitud, nada se deja al azar, el comportamiento físico se predice con certeza. En 1920, Niels Bohr y Werner Heisenberg quisieron determinar el comportamiento de las partículas subatómicas, las variables a medir son su posición (x) y su momento (p=mu). La conclusión fue que siempre debe haber incertidumbres en la medida de modo que el producto de la incertidumbre en la posición, Δx, por la incertidumbre en el momento, Δp, es:

∆𝑥∆𝑝 ≥ℎ

4𝜋

Figura 11. “izquierda” Espectros derayos X, "derecha"

electrones acelerados a una velocidad tal que su longitud de

onda de De Broglie es la de los rayos X en papel de aluminio.

El papel de aluminio está construido por unaenorme cantidad

de diminutos cristales responsables de la difracción.

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Esta expresión es la del principio de incertidumbre de Heisenberg, significa que no podemos saber la posición y el momento simultáneamente con precisión. O es uno o el otro. En otras palabras, si conocemos con precisión dónde se encuentra la partícula, no podemos saber con precisión de dónde ha llegado o a dónde va. Si conocemos con precisión cómo se está moviendo una partícula, no podemos conocer también con precisión dónde está. Y ¿Por qué debe ser así?

La relación de De Broglie implica que para una longitud de onda, se conoce con precisión el momento de la partícula asociada, más como la onda se dispersa en el espacio, no sabemos dónde está la partícula con exactitud, para poder localizarla combinamos varias ondas de diferentes longitudes de onda, en un “grupo de ondas” para producir un modelo de interferencias que tienda a localizar la onda, más como cada longitud de ondas del grupo de ondas corresponde a un momento específico y diferente, el momento de la partícula correspondiente a la colección de ondas se hace impreciso. De manera que combinando más y más ondas para localizar la partícula el momento se hace cada vez más impreciso. A la inversa cuanta más precisión tenga el momento de la partícula, se combinarían menos y menos longitudes de onda, lo que significa que la posición se dispersa. Así, al disminuir el tamaño de una partícula hasta uno atómico, ya no se puede considerarla como una esfera sólida, en lugar de eso es semejante a una onda, y no se puede determinar su posición y momento con precisión.

El principio de incertidumbre es la consecuencia de la dualidad onda-partícula. Un error del modelo de bohr que conlleva esto es que las órbitas de los electrones eran en una sola dimensión, 1D, en el sentido que el electrón no podía salir de su órbita. En base a lo anterior ya podemos comprender el modelo atómico moderno.

11. El átomo de Schrödinger

El modelo atómico de Schrödinger no se trata de un modelo relativista, sino cuántico, que está basado en la ecuación que este físico austríaco realizó en 1925.

−ℎ2

2𝑚(𝜕2

𝜕𝑥2+

𝜕2

𝜕𝑦2+

𝜕2

𝜕𝑧2)ψ(𝑥, 𝑦, 𝑧) = 𝐸𝜓(𝑥, 𝑦, 𝑧) Ecuación de Schrödinger independiente del tiempo

Bohr había postulado un modelo que funcionaba perfectamente para el átomo de hidrógeno, pero en los espectros que fueron realizados para otros átomos, se veía que los electrones aun siendo del mismo nivel energético, poseían energías algo diferentes, hecho que no respondía el modelo de Bohr, lo que hacía necesaria una urgente corrección de su modelo. Fue Sommerfeld quien modificó el modelo de Bohr, al deducir que en cada nivel energético existían subniveles, lo explicó añadiendo órbitas elípticas y usando la relatividad. El modelo atómico de Schrödinger definía al principio los electrones como ondas de materia (dualidad onda-partícula), describiendo de este modo la ecuación ondulatoria que explicaba el desarrollo en el tiempo y el espacio de la onda material en cuestión. El electrón con su carácter ondulatorio venía definido por una función de ondas (ψ), usando una ecuación de ondas sencilla que no era más que una ecuación diferencial de segundo grado, donde aparecían segundas derivadas de ψ.

Figura 12. Resolución de la ecuación de

Schrödinger para el átomo de hidrógeno

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Cuando se resuelve esta ecuación, se ve que la función depende de unos parámetros que son los números cuánticos, como se decía en el modelo de Bohr. De este modo, el cuadrado de la función de ondas correspondía con la probabilidad de encontrar al electrón en una región concreta, lo que nos introducía en el Principio de Heisenberg. Es por esto, que en el modelo de Schrödinger, aparece un concepto pare definir la región del espacio en la cual cabría mayor posibilidad de hallar al electrón: el orbital. Max Born, poco después interpretó la probabilidad de la función de onda que tenían los electrones. Esta nueva explicación o interpretación de los hechos era compatible con los electrones puntuales que tenían la probabilidad de presencia en una región concreta, lo que venía explicado por la integral del cuadrado de la función de onda de dicha región, cosa que permitía realizar predicciones, como anteriormente se explica. De esta manera, el modelo atómico de Schrödinger hacía una buena predicción de las líneas de emisión espectrales, ya fuera de átomos neutros o ionizados. También conseguía saber los cambios de los niveles de energía, cuando existía un campo magnético (efecto Zeeman) o eléctrico (efecto Stark). Además de todo esto, el modelo conseguía dar explicación al enlace químico, y a las moléculas estables. En conclusión, el modelo de Schrödinger, nos hace abandonar por completo el concepto anterior de los electrones, que venían definidos como pequeñísimas esferas cargadas que daban vueltas en torno al núcleo, para dar paso a ver los electrones como una función de onda, y añadiéndose un útil concepto, el de orbital. Actualmente cuando se necesita una precisión alta en cuanto a niveles de energía se refiere, se usa un modelo similar al de Schrödinger, modificando la descripción del electrón usando la ecuación relativista de Dirac. También es un modelo válido para explicar las configuraciones electrónicas de los átomos. El nombre de modelo atómico de Schrödinger, suele llevar confusión, debido a que no explica totalmente la estructura del átomo. Este modelo explica solamente la estructura electrónica del átomo y su interacción con la estructura de otros átomos, pero en ningún momento nombra al núcleo, ni hace referencia a la estabilidad de éste.

12. Funciones de onda y números cuánticos

El modelo de la mecánica cuántica de Schrödinger para la estructura del átomo es una ecuación diferencial conocida como ecuación de onda, además es similar a la ecuación que describe el movimiento típico de las ondas en los fluidos. La solución a esa ecuación se le conoce como funciones de onda, u orbitales. El orbital define la probabilidad de encontrar al electrón en una región del espacio alrededor del núcleo. Sin olvidar el principio de incertidumbre de Heisenberg. Un esquema mental puede ser el siguiente:

𝐸𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒 𝑜𝑛𝑑𝑎

𝑅𝑒𝑠𝑢𝑒𝑙𝑣𝑒 →

𝐹𝑢𝑛𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒 𝑜𝑛𝑑𝑎𝑢 𝑜𝑟𝑏𝑖𝑡𝑎𝑙 (𝜓)

𝑃𝑟𝑜𝑝𝑜𝑟𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎→

𝑃𝑟𝑜𝑏𝑎𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑐𝑜𝑛𝑡𝑟𝑎𝑟 𝑎𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟ò𝑛 𝑒𝑛 𝑢𝑛𝑎 𝑟𝑒𝑔𝑖ó𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑠𝑝𝑎𝑐𝑖𝑜 (𝜓2)

Una función de onda se caracteriza por los números cuánticos, que se representan por n, l, y ml, describen el nivel de energía del orbital, y la forma tridimensional de la región del espacio ocupada por un electrón.

13.1Número cuántico principal (n)

Es el un entero positivo (n = 1, 2, 3, …), el que muestra el tamaño y la energía del orbital, para el hidrógeno y otros átomos de un electrón como el He+, la energía de un orbital depende sólo de n. A medida aumenta n, el número de orbitales permitidos aumenta, y el tamaño de éstos es más grande, lo que permite que un electrón esté más lejos del núcleo. Como se requiere energía para alejar una carga negativa de una positiva,

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este aumento de distancia entre el electrón y el núcleo significa que la energía del electrón en el orbital aumenta conforme crece el número cuántico n.

13.2 Número cuántico del momento angular (l)

Define la forma tridimensional del orbital. Para cualquier orbital con número cuántico principal n, el número cuántico angular l tiene valores enteros entre 0 y n-1, Quiere decir que para n niveles hay n formas diferentes para los orbitales.

Si n=1, entonces l =0 Si n=2, entonces l =0 o 1

Si n=3, entonces l =0, 1, o 2 … y así sucesivamente

Conviene pensar que los orbitales están agrupados en niveles de acuerdo a su número cuántico principal n, a menudo se afirma que los orbitales dentro de un mismo nivel se agrupan en subniveles, de acuerdo con el número cuántico angular o del momento angular l. Generalmente, referenciamos los subniveles por una letra, en lugar de un número, con el órden s, p, d, f, g (históricamente s significa en inglés sharp (nítido), p es principal (principal), d es diffuse (difuso) y f es fundamental (fundamental), que describen distintas líneas del espectro atómico), después de la f, los subniveles siguientes se designan en orden alfabético: g, h, etcétera.

Número cuántico l: 0 1 2 3 4… Notación del subnivel: s p d f g…

Como ejemplo, un orbital con n = 3 y l = 2 es un orbital 3d.

13.3 Número cuántico magnético (ml)

Define la orientación espacial del orbital, con respecto a un conjunto de ejes de coordenadas estándar. Para un orbital cuyo momento angular es l, el número cuántico magnético ml tiene cualquier valor entero entre -l y l, Entonces, dentro de cada subnivel, orbitales con la misma forma, o valor, de l habrán entonces 2l+1 orientaciones espaciales diferentes para esos orbitales.

Si l = 0, entonces ml = 0 Si l = 1, entonces ml = -1, 0 o +1

Si l = 2, entonces ml = -2 -1, 0, +1, o +2 … y así sucesivamente

13.4 Número cuántico de espín electrón (ms)

Los espectros de emisión del átomo de sodio e hidrógeno no indicaban que las líneas del espectro de emisión se podían separar con un campo magnético externo. Esto solo se pudo explicar suponiendo que los electrones se comportan como pequeños imanes. Si nos imaginamos que los electrones giran sobre su eje, como el planeta tierra, es fácil explicar sus propiedades magnéticas. Con la teoría electromagnética, cuando una carga gira se produce un campo magnético, y este movimiento es el responsable de que el electrón se comporte como imán. Los dos giros posibles del electrón son en la dirección de las manecillas del reloj y en

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contra, es por ello la necesidad de un nuevo número cuántico llamado espín electrón (ms), cuyos valores solo son +1/2 ó -1/2.

13. Representación de orbitales

Anteriormente se dedujo que los orbitales describen la probabilidad de encontrar un electrón dentro de una región específica del espacio. Los orbitales s, p, d y f, son los más importantes, porque son los únicos que en realidad están ocupados por los elementos conocidos.

13.1 Orbital s

Son esféricos, la probabilidad de encontrar al electrón depende de la distancia al núcleo, no de la dirección. Como solo una orientación es posible de una esfera en el espacio, un orbital tiene ml = 0, y solo hay un orbital s por nivel.

Aunque todos los orbitales s son esféricos hay diferencias significativas, de tamaño por ejemplo. Las regiones blancas en las figuras son regiones con una probabilidad igual a cero de encontrar al electrón, y se llaman nodos.

Los nodos son en realidad una propiedad intrínseca de las ondas, no de las partículas.

13.2 Orbitales p

Tienen forma de peras. Los electrones se concentran en lóbulos idénticos a cada lado del núcleo, por lo que la probabilidad de encontrar al electrón cerca del núcleo es cero. Hay 3 valores permitidos de ml cuando l = 1, así cada nivel, a partir del segundo, tiene tres orbitales p, orientados en el espacio con ángulos de 90º entre sí a lo largo de los tres ejes de coordenadas “x”, “y” y “z”. En el segundo nivel los orbitales p se denotan como 2px, 2py y 2pz. Al igual que los orbitales s, los de mayor nivel solo se extenderán más lejos del núcleo, sin embargo su forma será casi la misma.

Figura 13. Orbitales 1s, 2s y 3s, la densidad de lo sombreado indica la

probabilidad de encontrar al electrón.

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13.3 Orbitales d y f

El tercer nivel, y los superiores tienen cinco orbitales d cada uno. Cuatro de los cinco orbitales d tienen forma de trébol, y cuatro lóbulos con la máxima probabilidad de encontrar al electrón, separados por planos nodales que pasan por el núcleo. El quinto orbital tiene forma de un orbital pz, con una región adicional en forma de rosquilla en el plano xy, Los cinco orbitales d tienen la misma energía, igual que los orbitales p. Los orbitales f son más complejos, en total son siete, con ocho lóbulos de máxima probabilidad electrónica separados por tres planos nodales que pasan por el núcleo. La complejidad geométrica de los orbitales, así como el número de planos nodales se aumenta a medida aumenta el número cuántico l del subnivel, los orbitales s tienen un lóbulo y ningún plano nodal a través del núcleo; los orbitales p tienen dos lóbulos y un plano nodal; los orbitales d tienen cuatro lóbulos y dos planos nodales. Los siete orbitales f tienen ocho lóbulos y tres planos nodales que pasan por el núcleo.

14. Configuraciones electrónicas

Al conocer los cuatro número cuánticos podemos identificar por completo un electrón en cualquier orbital para un átomo. La configuración electrónica es esta escritura del estado del electrón, y nos muestra, en otras palabras, la dirección del electrón, o el domicilio si hacemos la analogía con donde vive cualquier persona en un país modernizado. Por ejemplo, los cuatro números cuánticos para un electrón en el orbital 2s son: n = 2, l = 0, ml = 0 y ms = +1/2 ó -1/2. Lo mejor para indicar los números cuánticos es indicar con una notación simplificada, en el caso anterior puede ser (2, 0, 0, +1/2) o (2, 0, 0, -1/2). El valor de ms no influirá en la energía, tamaño, forma u orientación de un orbital, pero sí determina la distribución de los electrones en el orbital.

La configuración electrónica, es la manera en que están distribuidos los electrones en los distintos orbitales de un átomo, y para escribir las configuraciones electrónicas de los átomos hay ciertas reglas. Para desarrollar una configuración electrónica hay que tener presente que el número de electrones de un átomo es el mismo número atómico Z que podemos ubicar en la tabla periódica.

Figura 15. Representación de los cinco

orbitales 3d, cuatro de ellos tienen la

forma de trébol (a–d), excepto el quinto

que parece una pera alargada dentro

de una rosquilla. También se ilustra uno

de los orbitales 4f, con ocho lóbulos, de

los cuales uno se oculta fuera del plano

del papel, por lo que no se visualiza

fácilmente. A medida aumenta el nivel

los electrones se alejarán del núcleo.

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Por ejemplo la configuración electrónica del estado fundamental del átomo de hidrógeno es el de la figura 16.

También se puede representar la configuración electrónica en una caja, de esta forma:

La flecha hacia arriba representa un giro posible del espín del electrón. También podría representarse con la flecha hacia abajo. La caja representa a un orbital atómico, además de hacer referencia al tema de química cuántica de una partícula en una caja.

14.1 Principio de exclusión de Pauli, regla de Hund y principio de Aufbau

Para escribir la configuración electrónica de cualquier átomo debemos tener en cuenta el principio de exclusión de Pauli.El cual establece que no es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismos cuatro números cuánticos. Dos electrones pueden tener los mismos números cuánticos con excepción del espín electrón, deben de ser opuestos. Lo que quiere decir que solamente dos átomos pueden estar en el mismo orbital atómico.

La regla de Hund aplica para escribir la configuración electrónica de mayor estabilidad, la que establece que la configuración electrónica más estable en los subniveles es la que tiene mayor número de espines paralelos.

En este momento se pueden formular unas reglas generales para elaborar las configuraciones electrónicas:

Cada capa o nivel de número cuántico principal n contiene n subniveles. Por ejemplo si n = 2, hay dos subniveles (dos valores de l) de números cuánticos de momento angular de 0 y 1.

Cada subnivel de número cuántico l contiene (2l + 1) orbitales. Por ejemplo si l = 1 hay 3 orbitales p.

Cada orbital admite un máximo de dos electrones, por lo que el máximo número de electrones en un átomo es el doble del máximo número de orbitales empleados en ese átomo.

Figura 16. Configuración electrónica del estado

fundamental del átomo de hidrógeno

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De acuerdo con la fórmula 2n2 es fácil calcular el máximo número de electrones que puede tener un átomo en el nivel principal n.

Para poder escribir correctamente la configuración electrónica de todos los elementos, utilizamos un procedimiento que se basa en el principio de Aufbau, que dice que cuando los protones se incorporan al núcleo de uno en uno para construir los elementos, los electrones se suman de la misma forma a los orbitales atómicos.Este procedimiento da un conocimiento preciso de las configuraciones electrónicas de los elementos en sus estados fundamentales. Este conocimiento es fundamental para entender y predecir las propiedades periódicas, además de que explica por qué la tabla periódica funciona tan bien. El principio de Aufbau es una regla de construcción electrónica, también se le conoce como la regla del serrucho o regla de Madelung.

Los orbitales se 'llenan' respetando la regla de Hund, que dice que ningún orbital puede tener dos orientaciones del giro del electrón sin antes de que los restantes números cuánticos magnéticos de la misma subcapa tengan al menos uno. Se comienza con el orbital de menor energía.

Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximo de dos electrones), esto de acuerdo con el número cuántico l.

Seguido se llena el orbital 2s (también con dos electrones como máximo).

La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía denominados, según su posición tridimensional, 2px, 2py, 2pz. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis electrones, dos en cada uno. De nuevo, de acuerdo con la regla de Hund, deben tener todos por lo menos un electrón antes de que alguno llegue a tener dos.

Y así, sucesivamente:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2

Para llenar los orbitales correctamente se sigue la dirección de la flecha como se muestra en la figura 17, primero 1s, luego 2s, después sube a p y baja 3s, 3p y baja a 4s. En este punto, el siguiente nivel de energía más bajo no es 4p, sino que sube a 3d para luego bajar a 4p y 5s. Y así, sucesivamente.

Se le llama la regla del serrucho, debido a la acción de subir y bajar del modo descrito:1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p... y nos sirve también para poder ordenar los orbitales que dependen de su nivel energético. Con excepción del hidrógeno y del helio, las configuraciones electrónicas de todos los elementos se representan por un núcleo de gas noble, que muestra entre paréntesis el símbolo del gas noble que antecede al elemento a considerar, seguido por los símbolos de los subniveles superiores llenos que ocupan los niveles externos.

15. Configuraciones electrónicas anómalas

Si se revisa con cuidado una tabla periódica que tenga escritas las configuraciones electrónicas correctamente, veremos algunas que no siguen con exactitud todas las reglas que se describieron antes. Por

Figura 17. Principio de

construcción de Aufbau

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ejemplo, para el cromo la configuración electrónica es [Ar]3d54s1, en lugar de [Ar]3d44s2, lo que fácilmente habríamos esperado. Así también la configuración electrónica del cobre es [Ar]3d104s1, en lugar de [Ar]3d94s2. Este comportamiento extraño es consecuencia de la cercanía entre las energías de los orbitales 3d y 4s. Esto con frecuencia sucede cuando hay suficientes electrones para conseguir que conjuntos de orbitales degenerados se llenen precisamente hasta la mitad (como el caso del cromo) o para llenar por completo una subcapa d (como en el cobre). Existen casos similares entre los metales más pesados de transición, es decir aquellos que tienen parcialmente llenos los orbitales 4d o 5d, y entre los metales del bloque f. Aunque estas diferencias mínimas no tienen gran importancia química.

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1. Perspectiva atómica y molecular de la materia

La química estudia los cambios de la materia cuando se forman nuevas sustancias. La materia es todo material físico del universo, que tenga masa y ocupe espacio en el tiempo. Una propiedad de la materia es que permite describir algún comportamiento o a la materia misma y que también sirve para distinguirla. Como ya se describieron los átomos en la Unidad 1, que son los bloques de construcción infinitesimalmente más pequeños de la materia, cabe entonces la pregunta ¿Qué sucede cuando más de un átomo se combina

Los elementos de la materia

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para formar algo?, ese algo que se forma, y que presenta estabilidad relativa en el universo, se le denominamolécula. Las pequeñas diferencias atómicas que muestran los compuestos o moléculas en sus fórmulas les imprimen características diferentes, muy diferentes en todos los casos, tanto así que en estudios químicos pueden diferenciarse físicamente o químicamente compuestos entre los cuales solo existe una pequeña variación entre uno o pocos átomos en sus composiciones químicas. Por ejemplo entre el etanol y el etilenglicol existe la mínima diferencia de un solo átomo de oxígeno, y el etanol es motivo de festivales, reuniones, cultos y rituales, donde se bebe este alcohol para determinados propósitos, mientras el etilenglicol, que como se dijo solo tiene un átomo más de oxígeno, es altamente tóxico por lo que no se debe de ingerir.

Todo cambio en nuestro mundo observable, como la ebullición del agua, los efectos de una enfermedad, son el resultado de un mundo no observable de átomos y moléculas. Así en el mundo de la química se habla de dos mundos, el macroscópico que es el de los objetos de tamaño ordinario que observamos, y el microscópico que es el de los átomos y moléculas. Para entender el mundo microscópico necesitamos entender el comportamiento de los átomos y moléculas. La química es la preciosa ciencia que pone comoobjetivo principal, entender esta naturaleza real de la vida perceptible del hombre.

2. ¿Por qué estudiar química?

La química permite comprender el mundo y su funcionamiento. Es práctica, con mucha influencia en la vida del ser humano y su ambiente, desde la cocina hasta los aspectos menos esperados para una persona cualquiera. De hecho es un centro de atención de muchos temas públicos, como la seguridad social, la salud pública, conservación del medio ambiente, aplacar el hambre mundial, incluso métodos electorales libres de fraude. Por medio de la química se descubren fármacos que prolongan la vida. Se cuidan mejor los cultivos, se desarrollan nuevos materiales que facilitan la vida. Al mismo tiempo la química tiene un lado opuesto, en el que se pueden desarrollar sustancias perjudiciales a la salud, destruir poblaciones, engañar a las personas. Como personas concientes, y a la vez consumidoras es conveniente que se comprenda la química y sus efectos, para poder encontrar un equilibrio en su uso, ¿Quién hubiese dicho que la raza humana hubiese sido capaz de sobrevivir luego de haber descubierto el potencial destructivo de la energía nuclear?, es una cuestión moral también saber química, puesto que por esta se logra comprender mejor la naturaleza del hombre, para obtener mayor grado de humildad con nuestros semejantes y nuestro ambiente.

La mayoría estudia química solo por satisfacer su curiosidad, estar a la vanguardia de algún conocimiento, o completar alguna carrera, más aún ignoran la amplia gama de beneficios que se pueden obtener al estudiar química. Por lo que cabe preguntarse, ¿por qué tantas áreas de estudio tienen su vínculo con la química? Por ejemplo: la biología, la física, la farmacología, la ingeniería, agricultura, geología, paleontología, etc. La respuesta es que la química es la ciencia central para entender de manera fundamental otras ciencias y tecnologías.

Al estudiar química, se aprende a utilizar un nuevo lenguaje, totalmente universal, ese no es un calificativo exagerado; este lenguaje ha surgido para describir y manejar nuestra comprensión de la materia. El de la química es un lenguaje científico de gran uso en otras disciplinas. Además, es útil para comprender el comportamiento de los átomos y moléculas para entender mejor otras áreas de la ciencia, tecnología e ingeniería moderna.

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3. Clasificación de la materia

Hay dos formas importantes de clasificar la materia, de acuerdo a su estado de agregación (gas, líquido y sólido), y de acuerdo a su composición (como elemento, compuesto o mezcla).

La materia puede ser líquida, sólida o gaseosa, ya que difieren en sus propiedades. Un gas no tiene volumen y forma fija, ocupa el volumen y forma del recipiente que lo contiene, un gas puede comprimirse y expandirse. Un líquido tiene volumen indefinido independiente del recipiente, pero adquiere parte o toda la forma del recipiente que lo contenga. El sólido tiene forma y volumen definido. Los líquidos y sólidos no son comprimibles apreciablemente. Estas propiedades se pueden comprender mejor a nivel molecular, en un gas las moléculas están muy separadas, se mueven mucho y colisionan entre sí y con las paredes del recipiente. Al comprimirlo se altera el volumen que lo contiene, pero no el tamaño de las moléculas del gas. En un líquido las moléculas están muy más cercanas unas de otras, se mueven muy rápido en tal grado que las moléculas se deslizan unas sobre otras, así el líquido fluye. En un sólido las moléculas están firmemente unidas por los que solo pueden moverse en ciertas posiciones fijas.

La materia también la podemos catalogar como una sustancia pura, pero para iniciar en este tema tenemos que reconocer que nada en el planeta lo encontramos en estado perfecto de pureza, más bien solo podemos lograr altas aproximaciones. Obviando ese aspecto definiremos que una sustancia pura es aquella que tiene propiedades definidas y que no varían de una muestra a otra. El alcohol, el agua, el bicarbonato de sodio, son sustancias puras. Todas las sustancias o son elementos o compuestos, los elementos no se pueden descomponer en otras sustancias más simples, mientras que los compuestos sí. Los compuestos tienen más de un tipo de átomos.

Los elementos, en la actualidad se conocen 117 elementos. Varían mucho en abundancia. Todos los elementos tienen su abreviatura o símbolo químico, y la tabla en que cada elemento aparece se llama tabla periódica de los elementos. Están acomodados de tal forma que los que se encuentran cercanos tienen propiedades o características semejantes. Los elementos se combinan para formar compuestos, de manera inversa un compuesto se puede descomponer para dar lugar a elementos.

La observación de que la composición elemental de un compuesto puro siempre es la misma se conoce como ley de composición constante (o ley de las proporciones definidas). El químico Joseph Louis Proust (1754 – 1826) fue quien propuso esta ley alrededor de 1800. Con el poco tiempo de ser pública esta ley, algunas personas tienen la creencia general de que existe una diferencia fundamental entre compuestos separados en el laboratorio y compuestos correspondientes que se encuentran en la naturaleza. Sin embargo un compuesto puro tiene la misma composición y propiedades, sin importar su fuente. Tanto los químicos como la naturaleza deben utilizar los mismos elementos y sujetarse a las mismas leyes universales. Cuando dos materiales difieren de su composición sabemos que son dos compuestos diferentes o que difieren en su grado de pureza.

Figura 1. Perspectiva molecular del estado sólido, líquido y

gaseoso respectivamente de izquierda a derecha.

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Las mezclas consisten en diferentes sustancias, cada mezcla conserva su propia identidad química y sus propiedades, más aún la composición de la mezcla puede variar. Hay mezclas heterogéneas que varían en un gradiente, como textura, color, sabor, etc. Y también hay mezclas homogéneas, que son uniformes en todos sus puntos. A las mezclas homogéneas se les conoce también como disoluciones. En resumen la clasificación de la materia puede ser en elementos, compuestos y mezclas.

4. La tabla periódica

Se conoce como tabla periódica a un esquema diseñado para organizar y segmentar los elementos químicos, de acuerdo a las propiedades y particularidades que posea.

En 1869 Dimitri Mendeleev y Lothar Meyer propusieron independientemente la ley periódica: “Cuando los elementos se organizan en orden creciente de sus masas atómicas, algunos conjuntos de propiedades se repiten periódicamente”

En la tabla periódica moderna los elementos están dispuestos en orden de número atómico creciente; ha tenido numerosos diseños a lo largo de los años, pero dos de los más comunes son la forma larga (figura 2) y corta.

Y si alguien se pregunta, ¿por qué la tabla periódica tiene el diseño que tiene? esto es, porque es la manera consecuente y ordenada de la resolución de la ecuación de Schrödinger para los distintos niveles energéticos de los orbitales cuánticos y el llenado de electrones de los mismos.

Debido a que la forma de la tabla periódica es un diagrama muy alargado, y puesto que los elementos del lantano al iterbio y del actinio al nobelio muestran un comportamiento químico similar, la forma corta muestra estos dos conjuntos de elementos en filas colocadas abajo del resto de la tabla, y el espacio resultante se cierra (figura 3).

La tabla periódica tiene diferentes “familias de elementos”, estás son la de los metales alcalinos, metales alcalinotérreos, metales de transición, no metales y semimetales, lantánidos, actínidos, gases nobles y el hidrógeno.

Cabe señalar que la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda que los lantánidos y actínidos se llamen lantanoides y actinoides, pero no todos los químicos utilizan estos términos para referirse a estos elementos, lo que puede ser un problema de actualización de las normas químicas.

Figura 2. Forma alargada de la tabla periódica moderna.

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La IUPAC, también numera los grupos de los elementos del 1 al 18. Este sistema sustituye al antiguo, que utiliza una mezcla de números romanos y letras, notación que causa confusión por la diferencia de numeración entre Norteamérica y el resto del mundo. Por ejemplo, en Norteamérica IIIB se refería al grupo que contiene el escandio, mientras que en el resto del mundo correspondía al grupo que comienza con el boro. No se utilizan designaciones numéricas para las series de elementos del lantano (La) al iterbio (Yb), y del actinio (Ac) al nobelio (No), porque el parecido en cuanto a propiedades es mucho mayor dentro de cada una de esas filas de elementos que al hacerlo verticalmente.

5. Periodicidad en la configuración electrónica

La periodicidad de la configuración electrónica se muestra en la figura 4, y no es nada más que la forma consecutiva en que se ha resuelto la ecuación de onda de los diferentes orbitales atómicos, es por ello que la tabla periódica se estructura de esa forma, además, de que por tener soluciones parecidas de la ecuación de onda, los elementos también adquieren características un tanto similares. Sin olvidar que siempre hay excepciones, que no quiere decir anomalías.

La tabla periódica se agrupa en períodos y familias. Los períodos corresponden a una fila de la tabla periódica, y una familia es una columna de la tabla periódica.

Figura 3. Forma corta de la tabla periódica moderna.

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El comienzo de un nuevo periodo siempre corresponde a la introducción del primer electrón en el orbital s de un nuevo nivel cuántico principal. El número de elementos de cada periodo corresponde al número de electrones que se necesitan para llenar esos orbitales (Figura 2.3). En un periodo el número cuántico principal de los orbitales p es igual al de los orbitales s, en tanto que el de los orbitales d es una unidad menor y la de los f dos unidades menos (principio de Aufbau). Los elementos representativos son los que tienen sus electrones diferenciantes en orbitales s y p;

los metales de transición que tienen sus electrones diferenciantes en orbitales d.

Aunque los elementos de un grupo tienen propiedades similares, es importante entender que cada elemento tiene su propio carácter peculiar. Así, por ejemplo, aunque el nitrógeno y el fósforo son elementos secuenciales del mismo

grupo, el nitrógeno gaseoso es poco reactivo, mientras que el fósforo reacciona espontáneamente con el oxígeno del aire.

La capa de valencia es el número de electrones que tiene un elemento en su último nivel de energía, que se pone en juego durante una reacción química o para establecer un enlace con otro elemento.

5.1 Clasificación de los elementos

Los grupos 1 y 2, y del 13 al 18 abarcan los elementos representativos donde sus electrones ocupan orbitales s y p. Los grupos del 4 al 11 se clasifican como metales de transición y sus electrones ocupando los orbitales d. El grupo 12, aunque se incluyen entre los metales de transición, tienen una química muy diferente a estos; por tanto, se considerarán por separado. Varios grupos representativos reciben nombres específicos: metales alcalinos (grupo1), metales alcalinotérreos (grupo 2), calcógenos (término poco utilizado para el grupo 16), halógenos (grupo 17) y gases nobles (grupo 18). A los elementos del grupo 11 se les llama a veces metales de acuñación.

Aunque en la tabla periódica los elementos están dispuestos con arreglo a su estructura electrónica, hacemos

una excepción en el caso del helio (1s). En vez de colocarlo con los demás elementos de configuración ns2,

los metales alcalinotérreos, se agrupan con los gases nobles (de configuración ns2np2) en razón de sus

similitudes químicas. El hidrógeno constituye un problema aún mayor. Aunque algunas versiones de la tabla

periódica lo muestran como miembro del grupo 1 o del grupo 17, o de ambos, su química difiere tanto de la

química de los metales alcalinos como de la de los halógenos.

Los elementos que tienen electrones diferenciantes en orbitales 4f se conocen como lantanoides, y los que llenan los orbitales 5f se llaman actinoides, ambos son los denominados los elementos de transición interna o tierras raras. También el escandio (Sc) e itrio (Y) se conocen colectivamente como tierras raras.

Figura 4. Clasificación de los grupos de elementos en la tabla

periódica de acuerdo con el tipo de subnivel externo llenado por los

electrones.

32

Resumiendo, podemos clasificar a los elementos de la tabla periódica de acuerdo a su electrón diferenciante, el cual es el último electrón de un átomo que lo hace diferente a otro. La clasificación es:

Representativos: son aquellos elementos que su último electrón se encuentra en subniveles tipo “s” (grupos 1,2) o “p” (grupos del 13 al 18).

Transición: son aquellos elementos que su último electrón se encuentra en subniveles tipo “d” (grupos del 3 al 12)

Transición interna o tierra rara: son aquellos elementos que su último electrón se encuentra en subniveles tipo f (lantánidos, actínidos)

Se llaman "elementos de transición", porque hacen una transición entre el grupo 2 y 13 de la tabla periódica, cambiando en el número de electrones internos, y a los elementos del bloque f (las tierras raras, que están en la parte de abajo de la tabla periódica) les corresponde el nombre de "elementos de transición interna", porque su cambio se da en orbitales muy internos, lo cual además dificulta su identificación, pues al tener una estructura externa similar, su similitud visual es muy grande. También de acuerdo a las propiedades que presentan los podemos clasificar como metales, no metales y semimetales(figura 5).

5.1.1 Los metales

Se caracterizan por su tendencia a ceder electrones; entre las propiedades físicas de los metales se encuentran las siguientes:

a) Presentan alta conductividad térmica y eléctrica. b) Poseen brillo metálico. c) Son dúctiles (se pueden extender en forma de hilos o alambres). d) Son maleables (se pueden aplanar para formar láminas delgadas). e) Son sólidos a temperatura ambiente a excepción del Mercurio (Hg) que es líquido a temperatura

ambiente. f) Son buenos conductores de la electricidad y el calor. g) Presentan puntos de fusión altos y moderados. h) Tienden a perder electrones en las reacciones químicas.

5.1.2 Los no metales

Se caracterizan por su tendencia a ganar electrones; entre las propiedades físicas de los no metales se encuentran las siguientes:

a) Con excepción del carbono en forma de grafito, los no metales no conducen la electricidad, esta es una de las principales características que difieren de los metales.

b) Son aislantes del calor (excepto el Carbono en forma de diamante). c) No poseen brillo metálico. d) No son dúctiles ni maleables.

33

e) Algunos son sólidos no maleables más bien frágiles, el Bromo (Br) es líquido y otros como el Nitrógeno (N) y oxigeno (O) son gases a temperatura ambiente.

5.2 Características de los Semimetales

En la tabla periódica, una línea diagonal quebrada que se extiende desde el Boro (B) hasta el telurio (Te), ubica al lado izquierdo a los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se encuentran a los lados de la diagonal que no presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de semimetales o metaloides.

Estos tienen propiedades intermedias entre los metales y los no metales, por ejemplo, son semiconductores y a temperaturas bajas son aislantes; por lo tanto, a medida que aumenta la temperatura aumenta su conductividad. Por ejemplo, el Antimonio(Sb) conduce la electricidad igual que muchos elementos que son verdaderos metales, sin embargo, su química se asemeja a la del fósforo no metálico.

Se incluyen solo el Boro (B), Silicio (Si), Germanio (Ge), Arsénico(As), Antimonio (Sb) y Telurio (Te) en esta

categoría; quizá esta distinción no sea totalmente satisfactoria, pero refleja la ambigüedad del

comportamiento de estos elementos.

La mayor parte de los elementos de la tabla periódica son metales.

Estado de agregación de los elementos periódicos

En la figura 6 se muestran los estados de agregación de los elementos a temperatura ambiente.

Figura 5. Clasificación de los elementos

según propiedades físicas. (Los

Actinoides y Lantanoides que no

aparecen, también son considerados

metales).

34

6. Iones e Isoelectronicidad

Un ión es una partícula cargada eléctricamente, constituida por un átomo o molécula que no es

eléctricamente neutral. Conceptualmente esto se puede entender como que, a partir de un estado neutro

de un átomo o partícula, se han ganado o perdido electrones; este fenómeno se conoce como ionización.

Los iones cargados negativamente, producidos por haber más electrones que protones, se conocen

como aniones, y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen

como cationes.

La Isoelectronicidad se da cuando dos o más entidades microscópicas (átomos, moléculas e iones) tienen el

mismo número de electrones de valencia y la misma estructura. Entre átomos se entiende cuando dos de

ellos poseen la misma configuración electrónica.

El átomo de N y el ion radical O+ son isoelectrónicos, porque cada uno tiene 5 electrones en la capa de

valencia. De modo similar, los cationes K+, Ca2+, y Sc3+, los aniones Cl−, S2−, y P3− son todos isoelectrónicos con

el átomo de Ar.

El CO, N2 y NO+ son isoelectrónicos porque cada uno tiene 2 núcleos y 10 electrones de valencia (4+6, 5+5, y

5+5, respectivamente).

La molécula con carga H2C=C=O y el Zwitterión CH2=N+=N- son isoelectrónicos.

La CH3COCH3 y CH3N2CH3 no son isoelectrónicos. Tienen el mismo número de núcleos y el mismo número de electrones de valencia, pero la conectividad de los átomos es diferente: en el primero, ambos grupos metilo (CH3) están unidos al átomo de carbono del grupo carbonilo (CO), formando una

Figura 6. Estados de agregación de los elementos de la tabla periódica.

35

estructura trigonal plana: H3C-C(=O)-CH3; la estructura de la segunda molécula es angular: H3C-N=N-CH3, y sus grupos metilo no están conectados al mismo átomo de nitrógeno.

7. Propiedades de la tabla periódica

Son propiedades que presentan los átomos de un elemento y que varían en la Tabla Periódica siguiendo la periodicidad de los grupos y periodos de ésta. Por la posición de un elemento podemos predecir qué valores tendrán dichas propiedades así como a través de ellas, el comportamiento químico del elemento en cuestión. Tal y como hemos dicho, vamos a encontrar una periodicidad de esas propiedades en la tabla. Esto supone por ejemplo, que la variación de una de ellas en los grupos o periodos va a responder a una regla general. El conocer estas reglas de variación nos va a permitir conocer el comportamiento, desde un punto de vista químico, de un elemento, ya que dicho comportamiento, depende en gran manera de sus propiedades periódicas. Son muchas las propiedades que podríamos estudiar, dejaremos fuera de este estudio propiedades como densidad, calor específico, punto de ebullición y punto de fusión, carácter oxidante y reductor, calor de vaporización, entre otras. Las propiedades que se estudiarán son: radio atómico, radio iónico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad y carácter metálico y no metálico.

7.1 Radio atómico (RA) El radio atómico de los elementos de un mismo grupo o familia, aumenta a medida que se incrementa el número atómico, ya que al incrementarse el número atómico, aumenta el número de niveles energéticos. Aumenta en los grupos de arriba hacia abajo y disminuye en los períodos de izquierda a derecha. Está definido totalmente como la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Las propiedades físicas de los elementos están relacionadas con el tamaño de los átomos.

7.2 Radio iónico (RI)

El radio iónico es, al igual que el radio atómico, la distancia entre el centro del núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo. Pero haciendo referencia no al átomo, sino al ion. Este aumenta en la tabla periódica de derecha a izquierda por los periodos y de arriba hacia abajo en los grupos. En el caso de los cationes, la ausencia de uno o varios electrones disminuye la fuerza eléctrica de repulsión mutua entre los electrones restantes, provocando el acercamiento de los mismos entre sí y al núcleo positivo del átomo del que resulta un radio iónico menor que el atómico. En el caso de los aniones, el fenómeno es el contrario, el exceso de carga eléctrica negativa obliga a los electrones a alejarse unos de otros para restablecer el equilibrio de fuerzas eléctricas, de modo que el radio iónico es mayor que el atómico. 7.3 Energía de Ionización (EI) La facilidad con la que se puede separar un electrón de un átomo se mide por su energía de ionización, que se define como la energía mínima necesaria para separar un electrón del átomo neutro en fase gaseosa. Cada átomo (excepto el hidrogeno) presenta una serie de energías de ionización ya que es posible retirar más de un electrón al mismo átomo, al retirar un segundo electrón es observable un aumento en la energía

36

de ionización, ya que el electrón arrancado pertenece a una subcapa interna de energía. Nos centraremos solamente en la tendencia periódica de la primera energía de ionización. Las energías de ionización también se pueden correlacionar con el radio atómico, de manera que elementos que tienen pequeños radios atómicos generalmente poseen elevadas energías de ionización, debido a que por la corta distancia, existe fuerte atracción electrostática entre el núcleo y la corteza de electrones. Para los elementos representativos la energía de ionización generalmente aumenta al recorrer un periodo (izquierda a derecha) y disminuye al descender por un grupo. La tendencia a través de un período, se relaciona con el aumento de la repulsión electrón-protón, al incrementarse el número atómico. Esto significa que además de disminuir el radio atómico, la energía necesaria para retirar el electrón aumenta. La disminución general de la energía de ionización al descender por un grupo ocurre porque el electrón removido se encuentra cada vez más lejano del núcleo, lo que reduce la fuerza de atracción entre el núcleo y el electrón. 7.4 Afinidad electrónica (AE) Algunos átomos tienen cierta afinidad o “atracción” hacia los electrones y pueden adquirir uno o más para formar un ión negativo. La afinidad electrónica (AE) de un elemento es la energía interna intercambiada cuando un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, capta un electrón y se convierte en un ión negativo. La afinidad electrónica y la energía de ionización están relacionadas con la energía necesaria para que un átomo gane o pierda electrones, respectivamente. Por lo tanto, no es sorprendente que las tendencias periódicas en la afinidad electrónica se relacionen con las de la energía de ionización. Los no metales generalmente tienen valores más negativos de AE que los metales, lo que indica mayor afinidad de los no metales hacia los electrones. Esto concuerda con el hecho que los metales no forman iones negativos y los no metales presentan mayor tendencia a formar aniones. En la tabla periódica, la afinidad electrónica AE, incrementa de izquierda a derecha en los períodos y de abajo hacia arriba en los grupos. 7.5. Electronegatividad (EN) Se define la electronegatividad (EN) de un elemento como la capacidad relativa de un átomo de ese elemento para atraer electrones hacia sí, cuando forma parte de un enlace químico. La electronegatividad está relacionada con la energía de ionización y la afinidad electrónica. Generalmente la EN aumenta de izquierda a derecha a través de un periodo y disminuye al descender por un grupo.

Debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a

otros distintos, tanto en una especie molecular como en sistemas o especies no moleculares. El flúor es el

elemento con más electronegatividad, el Francio es el elemento con menos electronegatividad.

37

La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente por dos magnitudes:

su masa atómica y la distancia promedio de los electrones de valenciacon respecto al núcleo atómico. Esta

propiedad se ha podido correlacionar con otras propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el

investigador que propuso esta magnitud por primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría

del enlace de valencia. La electronegatividad no se puede medir experimentalmente de manera directa

como, por ejemplo, la energía de ionización, pero se puede determinar de manera indirecta efectuando

cálculos a partir de otras propiedades atómicas o moleculares.

Se han propuesto distintos métodos para su determinación y aunque hay pequeñas diferencias entre los

resultados obtenidos todos los métodos muestran la misma tendencia periódica entre los elementos.

El procedimiento de cálculo más común es el inicialmente propuesto por Pauling. El resultado obtenido

mediante este procedimiento es un número adimensional que se incluye dentro de la escala de Pauling. Esta

escala varía entre 0,7 para el elemento menos electronegativo y 4,0 para el mayor.

Es interesante señalar que la electronegatividad no es estrictamente una propiedad atómica, pues se refiere

a un átomo dentro de una molécula y, por tanto, puede variar ligeramente cuando varía el "entorno" de un

mismo átomo en distintos enlaces de distintas moléculas. La propiedad equivalente de la electronegatividad

para un átomo aislado sería la afinidad electrónica o electroafinidad. 7.6 Carácter metálico y no metálico (CM y CNM)

El carácter metálico y no metálico puede relacionarse con las propiedades periódicas. Los metales tienden a

tener energías de ionización bajas, y por tanto forman iones positivos con facilidad (pierden electrones en

las reacciones químicas), además presentan poca afinidad electrónica, y al estar químicamente combinados

poseen valores de electronegatividadmuy pequeños.El carácter metálico es la característica que tienen los

metales de perder con mucha facilidad los electrones del último nivel.

Como indica la figura el carácter metálico generalmente aumenta conforme descendemos por un grupo de

la tabla periódica, y disminuye conforme nos desplazamos de izquierda a derecha en un periodo.

Por el contrario los no metales presentan afinidades electrónicas muy negativas, tienden a ganar electrones y formar iones negativos; presentan energías de ionización altas y sus valores de electronegatividad son muy altos al estar químicamente combinados.El carácter no metálico es la característica que tienen los no metales de ganar electrones. El carácter no metálico es el contrario del carácter metálico, y crece de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba en la tabla periódica. La variación de las propiedades periódicas, expuestas anteriormente, se encuentran de forma generalizada en la figura 7. Se dice de forma generalizada porque hay valores de algunas propiedades periódicas que no siguen la tendencia, debido a características atómicas, que serán objeto de estudio en otra ocasión.

Energía de Ionización Afinidad Electrónica Electronegatividad

Carácter no Metálico

Rad

io A

tóm

ico

Rad

io Ió

nic

o

Car

ácte

r M

etál

ico

38

Radio Atómico Radio Iónico

Carácter Metálico

Energía d

e Ion

ización

Afin

idad

Electrón

ica Electro

negativid

ad

Carácter n

o M

etálico

Figura 7. Variación de las propiedades periódicas en la tabla periódica. La flecha indica la dirección en que la

propiedad periódica es creciente.

39

1. Estructuras de Lewis y su teoría de octeto

En 1916-1919, G,N. Lewis y otros, desarrollaron un conjunto de símbolos especiales para poder explicar el enlace químico. Su teoría se basó en que las configuraciones electrónicas de los átomos de los gases nobles tienen algo especial que es la causa de su inercia química, y los átomos de otros elementos se combinan unos con otros para poder adquirir configuraciones electrónicas semejantes a la de los gases nobles. La teoría que se desarrolló a partir de este modelo se llama Teoría de Lewis. Un método sencillo para representar el enlace químico es por medio de la teoría de Lewis.

1.1 Símbolos de Lewis

Según esta teoría un símbolo de Lewisconsiste en un símbolo químico que representa el núcleo y los electrones internos de un átomo, junto con puntos situados alrededor del símbolo representando a los electrones de valencia o electrones externos.

Enlace químico

40

Los electrones externos se colocan uno a uno hasta cuatro, representados por puntos separados en torno al símbolo; después en caso de que haya más electrones de valencia se ponen junto a los que ya se encuentran ahí (figura 1).

Regla del Octeto Ésta regla dice que la tendencia de los iones del sistema periódico es llenar su último nivel de energía con 8 electrones, de tal forma que adquiera la configuración más estable, la cual es semejante a la de un gas noble. Los gases nobles son los elementos más estables.

1.1.1 Estructuras de Lewis Es una combinación de símbolos de Lewis que representa la transferencia o compartimiento de electrones en un enlace químico. Ejemplos:

Estructura de Lewis para iones

Estructura de Lewis para compuestos iónicos

Compartimiento de electrones

2. Excepciones a la regla del octeto

La regla del octeto no se cumple siempre en moléculas con enlace covalente, esas excepciones son de tres tipos: 1) moléculas y iones poliatómicos que contienen un número impar de electrones, 2) moléculas y iones poliatómicos en los que un átomo tiene menos de un octeto de electrones de valencia y 3) moléculas y iones poliatómicos en los que un átomo tiene más de un octeto de electrones de valencia. 2.1 Número impar de electrones En la mayoría de moléculas y iones poliatómicos el número de electrones de valencia es par, sin embargo en algunos casos el número es impar, como ClO2, NO, NO2 y O2

-, lo que hace imposible aparear totalmente éstos electrones y no puede alcanzarse un octeto alrededor de cada átomo.

Figura 1. Representación de símbolos de Lewis para algunos elementos

de la tabla periódica.

41

2.1.1 Menos de un octeto de electrones de valencia

Esta situación es relativamente rara, se presenta en el boro y berilio con frecuencia. Por ejemplo el BF3, si se dibuja la estructura de Lewis, el átomo de B tendrá 6 electrones de valencia, y si obligamos a formar el octeto, estaríamos contradiciendo la electronegatividad del fluor con respecto a la del boro, por tanto la estructura más estable es la del átomo de Boro con 6 electrones de valencia. 2.1.2 Más de un octeto de electrones de valencia De los tres casos es el más común, en algunos casos cuando dibujamos estructuras de Lewis, nos vemos obligados a aumentar el octeto de un átomo central, por ejemplo la estructura del PCl5. Los elementos del segundo período solo tienen orbitales 2s y 2p disponibles para formar enlaces, y como solo pueden contener 8 electrones éstos orbitales, no encontraremos más de un octeto en éstos elementos, pero aquellos que tienen más orbitales para formar en laces, a partir del tercer período, podrán formar enlaces que rompan la regla del octeto. Por ejemplo las moléculas SF4, AsF6

- y ICl4-. Con frecuencia los elementos del tercer período

cumplen y rompen la regla del octeto. El tamaño también es importante, entre más grande es un átomo central, mayor es el número de átomos que puede rodearlo.

3. Tipos de enlace

Un enlace químico es la fuerza de atracción neta que mantiene unidos a los átomos en los compuestos químicos (moléculas o iones). Cuando ocurre una reacción química entre dos átomos, sus electrones de valencia se reorganizan de modo que se forma una fuerza neta de atracción entre los átomos. Los enlaces químicos pueden ser intramoleculares si se da dentro de una misma molécula, e intermoleculares si se da entre moléculas. Los enlaces químicos intramoleculares se clasifican en enlace covalente, enlace iónico y enlace metálico. 3.1 El enlace covalente

Es el resultado de compartir entre los átomos uno o más pares de electrones. Se forma entre átomos iguales o átomos que tengan una diferencia de electronegatividad (ΔEN) relativamente pequeña. (No metales). La compartición de un único par de electrones entre átomos enlazados da lugar a un enlace covalente simple. Cuando se comparten dos pares de electrones da lugar a un enlace covalente doble y cuando se comparten tres pares de electrones, enlace triple. Características del enlace covalente son las siguientes:

a. Dirigido (el par de electrones está colocado entre dos núcleos). b. Se da por compartimiento de electrones. c. Se genera entre no metales. d. Forman grandes agregados de moléculas. Éste tipo de enlace lo podemos clasificar como enlace covalente polar, enlace covalente no polar, y enlace covalente coordinado.

42

3.1.1. Enlace covalente polar

Ocurre entre dos átomos distintos (no metales), es un híbrido entre el enlace covalente puro y el enlace iónico. Cuando dos átomos diferentes forman un enlace covalente y comparten el par electrónico de manera desigual, ambos átomos tienen diferente electronegatividad, uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre los electrones de enlace que el otro, estos electrones se encontrarán más cerca de uno de ellos. El átomo hacia el cual esté desplazado el par de electrones, tendrá más tiempo que dichos electrones y, por lo tanto, adquirirá carga parcial negativa(δ-). Al mismo tiempo, el átomo en el otro extremo del enlace tendrá poco tiempo y adquirirá carga parcial positiva (δ+).Así el enlace formado entre dos átomos presenta un extremo positivo y otro negativo, (polos negativo y positivo) y se denomina enlace covalente polar o enlace covalente dipolar (dos polos) 3.1.2 Enlace covalente no polar En un enlace covalente no polar tal como el de la molécula de hidrógeno H2, el par electrónico es igualmente compartido entre los dos núcleos de hidrógeno. Ambos átomos de hidrógeno tienen la misma electronegatividad, medida de la tendencia relativa de un átomo de atraer electrones cuando esta químicamente combinado, Esto significa que los electrones compartidos están igualmente atraídos por ambos núcleos de hidrógeno y por lo tanto pasan iguales tiempos cerca de cada núcleo.En este enlace la densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos. Esto es cierto para moléculas diatómicas homo nucleares (átomos iguales) como H2, Cl2, N2, F2 y Cl2, porque los dos átomostienen la misma electronegatividad. Podemos generalizar: Los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas (dos átomos) homo nucleares deben ser no polares. 3.1.3 Enlace covalente coordinado El enlace de coordinación, igual conocido como ivanístico, covalente dativo o enlace alanístico, es un enlace covalente en el que cada par de electrones compartido por dos átomos es aportado por solo uno de ellos. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador, y el que lo recibe, receptor.

4. El enlace iónico

Se forma mediante la transferencia total de electrones de un átomo a otro, formándose iones positivos y negativos que se atraen entre sí mediante fuerzas electrostáticas. Se da entre un metal y un no metal. El enlace iónico se forma por transferencia total de electrones de un átomo a otro y se representa colocando signo (+) al átomo que dona los electrones y signo (–) junto al átomo que gana los electrones en la estructura de Lewis. Algunas características del enlace iónico son:

Figura 2. Formación del enlace covalente coordinado.

43

a. No dirigido o no direccional. b. Se une por cargas opuestas. c. Se da por transferencia de electrones. d. Se debe a fuerzas electrostáticas. e. El enlace es fuerte. f. Forma redes cristalinas. g. Enlaza a un número de iones.

5. Comparación de compuestos iónicos y covalentes

Para este punto, tomamos como ejemplo dos sustancias, y las comparamos; el HCl y el NaCl, uno con enlace covalente y el otro con enlace iónico respectivamente, el NaCl es un sólido blanco que funde a 801℃ y tiene punto de ebullición de 1465℃; el HCl es un gas incoloro que funde a -115℃ y ebulle a -84℃. ¿Qué los hace tan distintos? Los compuestos iónicos tienen puntos de fusión elevados en base a sus características de enlace, los compuestos iónicos están en enredados cristalinos, y para que éstos fundan, debe vencerse cada atracción iónica en el cristal completo, lo cual es un proceso que requiere gran cantidad de energía. En contraste los compuestos covalentes son sólidos, líquidos e incluso gases de bajo punto de fusión. El enlace covalente puede ser muy fuerte dentro de una molécula, pero sus fuerzas de atracción entre moléculas es muy débil, como resultado las grandes diferencias entre puntos de ebullición y fusión entre compuestos covalentes y iónicos.

6. El enlace metálico

Se da entre átomos metálicos, los electrones de valencia tienen relativa libertad para moverse dentro de toda la estructura tridimensional. Estos enlaces originan las propiedades metálicas. El enlace metálico es característico de los elementos metálicos. Es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie. Al estar los átomos tan cercanos unos de otros, interaccionan sus núcleos junto con sus nubes electrónicas, empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan los núcleos rodeados de tales nubes. Estos electrones libres son los responsables de que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que estos se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica. Los metales generalmente presentan brillo y son maleables. Los elementos con un enlace metálico están compartiendo un gran número de electrones de valencia, formando un mar de electrones rodeando un enrejado gigante de cationes. Muchos de los metales tienen puntos de fusión más altos que otros elementos no metálicos, por lo que se puede inferir que hay enlaces más fuertes entre los distintos átomos que los componen. La vinculación metálica es no polar, apenas hay diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la interacción de la vinculación (en los metales, elementales puros) o muy poca (en las aleaciones), y los electrones implicados en lo que constituye la interacción a través de la estructura cristalina del metal.

Figura 3. Enlace metálico.

44

El enlace metálico explica muchas características físicas de metales, tales como maleabilidad, ductilidad, buenos en la conducción de calor y electricidad, y con brillo o lustre(devuelven la mayor parte de la energía lumínica que reciben). La vinculación metálica es la atracción electrostática entre los átomos del metal o cationes y los electrones deslocalizados. Esta es la razón por la cual se puede explicar un deslizamiento de capas, dando por resultado su característica maleabilidad y ductilidad. Los átomos del metal tienen por lo menos un electrón de valencia, no comparten estos electrones con los átomos vecinos, ni pierden electrones para formar los iones. En lugar los niveles de energía externos de los átomos del metal se traslapan. Son como enlaces covalentes identificados. Todos los enlaces entre átomos de diferentes elementos tienen al menos algún grado de carácter iónico y covalente.

7. Orden de enlace y longitud de enlace

El orden de enlace dice si un enlace covalente es simple (orden =1), doble (orden =2) o triple (orden =3), cuanto mayor es el orden mayor es el número de electrones compartidos entre dos átomos. La longitud de enlace es la distancia entre los dos centros atómicos unidos por enlace covalente. Un enlace doble es más corto que un simple, y el triple es más corto aún. En un contexto más avanzado, el orden de enlace no necesita ser un número entero. Un buen ejemplo son los enlaces entre átomos de carbono en la molécula de benceno, donde los orbitales moleculares deslocalizados contienen 6 electrones pi sobre los seis átomos de carbono, constituyendo esencialmente medio enlace pi. Junto con el enlace sigma, el orden de enlace es 1,5. Más aún, pueden surgir órdenes de enlace de, por ejemplo, 1,1, en escenarios complejos, refiriéndose esencialmente a la fuerza del enlace relativa a los enlaces con orden 1. En la Teoría de los orbitales moleculares, el orden de enlace entre dos átomos se define como la semidiferencia entre el número de electrones enlazantes y el número de electrones antienlazantes. El orden de enlace es también un índice de la fuerza de enlace y es usado extensivamente en la teoría del enlace de valencia.

𝑂. 𝐸.=𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑧𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 − 𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑎𝑛𝑡𝑖𝑒𝑛𝑙𝑎𝑧𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠

2

La determinación del orden de enlace se utiliza en la dinámica molecular, además de otras aplicaciones. La dinámica molecular es una técnica de simulación por computadora, que permite visualizar la interacción y movimiento de átomos y moléculas por un período.

8. Resonancia

LinusPauling,propuso la teoría de resonancia, la que explica quepara una especie, se puede escribir dos o más estructuras de Lewis aceptables. La estructura verdadera es una combinación o híbrido de las diferentes estructuras contribuyentes.

45

Estructura resonante para el ozono (O3)

Una única estructura de Lewis, a veces, no da una descripción adecuada de una molécula. Así, por ejemplo, para la molécula de ozono pueden dibujarse dos estructuras de Lewis (Figura 4). Sin embargo ninguna de las dos, por separado, representa correctamente la geometría de dicha molécula. Cada una presenta un enlace simple y uno doble, cuando las dos distancias Ocentral-Oterminal deben ser idénticas (1.28 Å). Este valor aparece entre el de un enlace simple (O-O, 1.48 Å) y el de un enlace doble (O=O, 1.21 Å).La resonancia se indica mediante una flecha con doble punta.

9. Hibridación

Es el término que se utiliza para explicar la mezcla de orbítales atómicos en un átomo (por lo general el átomo central) para generar un conjunto de orbítales híbridos. El número de orbítales híbridos es siempre igual al número de orbítales atómicos que se hibridizan. En la hibridación se observa que:

a. El concepto de hibridación no se aplica a átomos aislados. Es un modelo teórico que se utiliza solo para explicar el enlace covalente.

b. La hibridación es la mezcla de, por lo menos, 2 orbítales atómicos puros no equivalentes, por ejemplo, orbítales s y p. Los orbítales híbridos y los orbítales atómicos puros tienen formas muy diferentes.

c. El número de orbítales híbridos generados es igual al número de orbítales atómicos puros que participan en el proceso de hibridación.

d. La hibridación requiere de energía; sin embargo, el sistema recupera de sobra esta energía durante la formación del enlace.

e. Los enlaces covalentes en las moléculas y en los iones poli atómicos se forman por el solapamiento de orbítales híbridos, o de orbítales híbridos con orbítales puros.

Figura 4. Estructura resonante del ozono.

46

10. Geometría de las moléculas

La geometría de las moléculas se refierea la disposición tridimensional de los átomos que constituyen una molécula, e influye en varias propiedades de las sustancias, cómo reactividad, polaridad, color, estado de agregación, magnetismo, actividad biológica, etc. Algunos modelos geométricos moleculares se muestran en la figura 6.

Figura 5. Formación de orbitales híbridos sp, sp2 y sp3.

47

Algunas formas geométricas de moléculas específicas se muestran en la tabla siguiente:

Molécula Estructura

de Lewis Enlaces

Pares

solitarios

Geometría

molecular

BeCl2

2 0

lineal

BF3

3 0

triangular plana

CH4

4 0

tetraédrica

PCl5

5 0

bipirámide trigonal

SF6

6 0

octaédrica

SnCl2

2 1

angular

NH3

3 1 pirámide trigonal

Figura 6. Algunas formas geométricas de las moléculas.

48

H2O

2 2

angular

SF4

4 1

tetraedro deformado o balancín

ClF3

3 2

forma de T

I3-

2 3

lineal

BrF5

5 1

pirámide cuadrada

XeF4

4 2

plano-cuadrada

CO2

2 0

lineal

49

C2H4

3

(cada carbono)

0

triangular plana

(en torno de cada carbono)

SOF4

5 0

bipirámide trigonal

XeO2F2

4

1

balancín

11. Polaridad de las moléculas

Cuando se unen átomos de diferente electronegatividad se forma un enlace polar, y también una nube electrónica asimétrica, donde el par electrónico está más cerca del átomo con mayor electronegatividad. Para determinar la polaridad de una molécula es necesario conocer la geometría de la misma, ya que la existencia de enlaces polares no necesariamente indica la polaridad de la misma. Para cuantificar la polaridad se mide el momento dipolar “𝜇”, que es el producto de la carga “Q” y la distancia entre las cargas “r”. La carga Q se refiere a la magnitud de la carga, no al signo de ésta, por lo que el momento dipolar siempre es positivo. Una molécula con momento dipolar es polar, y una sin momento dipolar es no polar. El momento dipolar de una molécula formada por tres o más átomos, depende de la polaridad del enlace como de la geometría molecular; la presencia de un enlace polar no implica que la molécula tenga un momento dipolar. Por ejemplo el CO2, es una

molécula que tiene enlaces polares, peor como su geometría es lineal, encontramos dos momentos dipolares de igual magnitud pero direccionalmente contrarios, o como se trata, con signos contrarios, por lo que la polaridad total se suma, y se compensa de tal forma que el resultado es cero. En el caso de moléculas con geometría angular, con dos pares de electrones libres, como el H2O, o el SO2, tienen momentos dipolares.

Debido a que la suma, o resultante de la suma vectorial de los dos momentos es distinta a cero. Así para calcular si una molécula presenta un momento dipolar, o parte de una molécula, se debe de considerar además del momento dipolar de los enlaces, la geometría de la misma.

Figura 7. Molécula del dióxido de carbono CO2.

Figura 8. Molécula de H2O de geometría angular.

50

12. Fuerzas intermoleculares

Son las fuerzas entre moléculas, ellas mantienen juntas a las moléculas de un compuesto en estado líquido o sólido.

En los gases las fuerzas de atracción intermolecular son insignificantes en comparación con las energías cinéticas de las moléculas; por ello las moléculas están muy separadas y en movimiento constante. En los líquidos las fuerzas intermoleculares tienen la suficiente intensidad para mantener las moléculas muy juntas, no obstante las moléculas pueden moverse unas respecto a otras. En los sólidos las fuerzas de atracción entre las partículas tienen la intensidad suficiente para frenar el movimiento molecular y obligar a las partículas a ocupar sitios específicos en un acomodo tridimensional. Las intensidades de las fuerzas intermoleculares de diferentes sustancias varían dentro de un intervalo amplio, pero generalmente son mucho más débiles que los enlaces iónicos o covalentes. Muchas propiedades de los líquidos reflejan la intensidad de las fuerzas intermoleculares, las moléculas de un líquido deben vencer sus fuerzas de atracción para separarse y formar un vapor. Cuanto más intensas son las fuerzas de atracción, más alta es la temperatura a la que el líquido hierve. Así mismo, el punto de fusión de un sólido se incrementa al elevarse la intensidad de las fuerzas intermoleculares. En conjunto éstas fuerzas se conocen como fuerzas de Van der Waals. Los tipos de fuerzas intermoleculares que se analizaran son:

a. Puente de hidrógeno b. Fuerzas de London c. Fuerzas dipolo-dipolo d. Fuerzas ión-dipolo e. Fuerzas ión-dipolo inducido

12.1 Puente de hidrógeno

Es la fuerza atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo. Resulta de la formación de una fuerza dipolo-dipolo con un átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor. Un átomo de hidrógeno unido a un átomo relativamenteelectronegativoes un átomo donante del enlace de hidrógeno. Este átomo electronegativo puede serflúor,oxígenoonitrógeno. Un átomo electronegativo tal como el flúor, oxígeno o nitrógeno es un aceptor de enlace de hidrógeno, sin importar si está enlazado covalentemente o no a un átomo de hidrógeno. 12.2 Fuerzas de London También conocidas como fuerzas de dispersión o fuerzas dipolo instantáneo – dipolo inducido. Se da en moléculas no polares, y sucede porque la nube electrónica que rodea a una molécula está en constante movimiento, y por breves períodos puede haber una asimetría electrónica en la molécula, originando un momento dipolar débil. Estos dipolos momentáneos sienten atracción mutua, de carácter débil y cabe destacar que aumentan con el tamaño de la molécula.

Figura 9. Puente de hidrógeno en el agua.

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12.3 Fuerzas dipolo – dipolo Una molécula es un dipolo cuando existe una distribución asimétrica de los electrones debido a que la molécula está formada por átomos de distinta electronegatividad. Como consecuencia de ello, los electrones se encuentran preferentemente en las proximidades del átomo más electronegativo. Se crean así dos regiones (o polos) en la molécula, una con carga parcial negativa y otra con carga parcial positiva. Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares o, dicho de otra forma, cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados. 12.4 Fuerzas ion – dipolo Son las que se establecen entre un ión y una molécula polar.Por ejemplo, el NaCl se disuelve en agua por la atracción que existe entre los iones Na+ y Cl- y los correspondientes polos con carga opuesta de la molécula de agua. Esta solvatación de los iones es capaz de vencer las fuerzas que los mantienen juntos en el estado sólido.La capa de agua de hidratación que se forma en torno a ciertas proteínas y que resulta tan importante para su función también se forma gracias a estas interacciones. 12.5 Fuerzas ion – dipolo inducido Tienen lugar entre un ión y una molécula no polar. La proximidad del ión provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula no polar que la convierte (de modo transitorio) en una molécula polarizada. En este momento se produce una atracción entre el ión y la molécula polarizada. Un ejemplo de esta interacción es la interacción entre el ión Fe2+ de la hemoglobina y la molécula de O2, que es no polar. Esta interacción es la que permite la unión reversible del O2 a la hemoglobina y el transporte de O2 desde los pulmones hacia los tejidos.

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1. Clasificación de los compuestos químicos

Son dos las clasificaciones principales de los compuestos químicos: orgánicos e inorgánicos. El gran grupo de compuestos que contienen átomos de Carbono, tales como los productos químicos derivados del petróleo, los plásticos, las fibras sintéticas y muchos más, son sustancias orgánicas. Todos los demás son sustancias químicas inorgánicas. La asignación de nombres a las sustancias se denomina nomenclatura química, de las palabras en latín nomen (nombre) y calare (llamar). Existen dos formas para designar los compuestos inorgánicos: El nombre comúny el nombre químico sistemático.

N omenclatura de los compuestos inorgánicos

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Los nombres comunes que existen para algunas sustancias son arbitrarios porque no se basan en la composición química de las sustancias. Antes de que la química se sistematizara, se asignaba un nombre a la sustancia, casi siempre relacionado con una de sus propiedades físicas o químicas más notables. Como ejemplo, el agua (H2O) y el amoníaco (NH3), son nombres comunes que no proporcionan ninguna información sobre la composición química de las sustancias. Los nombres comunes tienen limitaciones, pero se siguen empleando con frecuencia en la industria. Las reglas que gobiernan los nombres sistemáticos han sido desarrolladas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), que se reunió por primera vez a principios del siglo XX, con el objeto de elaborar una nomenclatura oficial, fundamentada en base científica. En el sistema IUPAC, se considera a la sustancia compuesta de dos partes, una positiva y una negativa. Antes de escribir específicamente la nomenclatura inorgánica, es necesario aprender un método para registrar el valor positivo, negativo o cero que tiene un elemento dentro de un compuesto o ion.

2. Valencia y números de oxidación

El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento, es un número asignado a dicho elemento en un compuesto o ion. Este valor está asociado a los electrones que un átomo pierde, gana o que utiliza para unirse a otros átomos en los compuestos. Considerando el cloruro de magnesio (MgCl2). En este compuesto cada átomo de Mg (un metal) pierde dos electrones para convertirse en el Ion Mg2+ y cada átomo de Cl (un no metal) gana un electrón para convertirse en el Ion cloruro (Cl-), así, en el MgCl2 el estado de oxidación de cloro es 1-y del magnesio es 2+. Si se realiza la suma de los estados de oxidación de todos los átomos en una unidad fórmula de MgCl2, se obtiene:

(2+) + 2(1-) = (2 +) + (2-) = 0

Los números de oxidación tienen varios usos en química, desde la escritura de fórmulas, la predicción de las propiedades de los compuestos, e incluyendo la ayuda en el balanceo de reacciones de oxidación-reducción en las que se transfieren electrones. En conclusión, podemos definir al número de oxidación como la carga aparente (+ o -) que se le asigna arbitrariamente a un elemento cuando se combina con otro para formar un compuesto. En cambio, valencia se define como la capacidad de combinación de un elemento con relación a otro, numéricamente igual al número de oxidación, pero no tiene carga. Para asignar el número de oxidación a los elementos, se deben guardar ciertas reglas, que se verán a continuación:

2.1 Reglas para asignar número de oxidación

a. El estado de oxidación de un átomo individual en un elemento libre o natural (sin combinar con otros elementos) es cero. Ejemplos: Na, Cu, Mg, Li, Ca, Fe, Ba, Cr, Pb, Ag, Au, etc.

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A todo elemento unido consigo mismo formando sustancias elementales moleculares en su estado libre o natural, se le asigna un número de oxidación de cero. Ej.: H2, O2,N2, F2, Cl2, Br2, I2, P4, S8.

b. Los números de oxidación asignados convencionalmente a los siguientes átomos combinados son: Grupo 1 = 1+ Ejemplo: NaCl, KBr Grupo 2 = 2+ Ejemplo: CaCl2,BaI2

Halógenos en compuestos binarios = 1- Ejemplo: NaF, CsCl, LiBr y KI

c. El número de oxidación del Hidrógeno en un compuesto o en un ion generalmente es 1+. Excepto: en los hidruros metálicos, donde el Hidrógeno es el segundo de la fórmula y tiene un número de oxidación de (1- ).

Ejemplo: En la función Ácidos Hidrácidos HCl, HBr, HI, en donde H es 1+,

Función Hidruros: NaH, CaH2, LiAlH4 en donde H es 1-

d. En la mayoría de los compuestos el número de oxidación del oxígeno es (2-), excepto:

En los peróxidos en que su número de oxidación es (1- ) Ej.: Na2O2, MgO2, H2O2.

Cuando se combina con el Flúor el número de oxidación es (2+). Ej.: OF2

Cuando reacciona con los elementos más pesados del Grupo I (K, Rb, Cs) pueden formar superóxidos y el número de oxidación es (-1/2). Ej.: KO2, RbO2.

e. En los iones simples, monoatómicos o iones de un solo átomo el número de oxidación es igual a la

carga del ion:

Ej.: Cl- :número de oxidación = 1- Mg2+ : número de oxidación = 2+ Fe3+ : número de oxidación = 3+ K1+ : número de oxidación = 1+

f. Los números de oxidación de todos los átomos deben estar de acuerdo con la conservación de la

carga: a) En las especies neutras los números de oxidación de todos los átomos deben sumar cero. Ej.: HCl,

H2O, H2SO4, AlCl3, K2Cr2O7,.

b) En los iones que contienen más de un átomo (iones poliatómicos), la suma de los números de oxidación de todos los átomos deben ser igual a la carga del ion. Ej.: HPO4

2-, HCO3-, PO4

3-.

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2.2 Como establecer el número de oxidación de una especie

a. Multiplicar el número de oxidación de cada elemento por el subíndice apropiado que se indica en la fórmula para luego ser sumados. El subíndice da el número de átomos de cada elemento.

b. Anotar los números de oxidación encima o debajo de los símbolos correspondientes y hacer las operaciones. Ejemplo: Determinar los números de oxidación para el HCl, AlCl3, K2Cr2O7

3+ 3- = 0

1 + 1- = 0 (3+) + (1-)(3) = 0

H+Cl- Al3+ Cl31-

14+ 14 - = 0

2+ 12+ 14-

(1+)(2) + (6+)(2) + (2-)(7) =0

1+ 6+ 2- números de oxidación

K2 Cr2 O7

En caso de iones poliatómicos recordemos la regla “la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga del ión”. Ejemplo: Determinar el número de oxidación del elemento subrayado en los siguientes iones: NH4

+, H2PO4

-, MnO4- .

(3-) + (1+)(4) = 1+ (7+) + (8-) = 1- +7 + (8-) = 1-

3- 1+ 2+ + (5+) + (8-) = 1- (+7)(1) + (-2)(4) = 1-

N H4+ (1+)(2) + (5+) + (2-)(4) = 1- +7 -2

(1+) (5+) (2-) MnO4-

H2 P O4-

2.3 Función química

Antes de hablar de lo que son las funciones químicas, tenemos que definir grupo funcional. Un átomo o conjunto de átomos, enlazados de determinada forma, que presentan una estructura y propiedades fisicoquímicas determinadas que caracterizan a los compuestos que los contienen, es lo que se denomina como grupo funcional. En síntesis podemos decir que cada grupo funcional determina las propiedades comunes que caracterizan a un grupo de sustancias que tienen estructuras semejantes. Entonces, se llama función química a las propiedades comunes que caracterizan a un grupo de sustancias que tienen estructura semejante; es decir, que poseen un determinado grupo funcional. Existen funciones en la química inorgánica y en la química orgánica, y para comprender el término función podemos hacer una analogía con el concepto de familia.

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En una familia hay rasgos característicos que identifican a sus miembros, de la misma manera se podría afirmar que en las sustancias, tanto orgánicas como inorgánicas, existen agrupaciones de átomos, o grupo funcional, que debido a sus características comunes poseen un comportamiento típico. Si nos referimos a las funciones en química inorgánica, se pueden distinguir cinco grandes familias, las cuales poseen ramificaciones filiales y que se organizan de la siguiente manera:

Óxidos (ácidos, básicos, neutros, peróxidos y superóxidos).

Hidróxidos.

Ácidos (hidrácidos y oxácidos).

Sales (haloideas y oxisales neutras, ácidas, básicas y dobles).

Hidruros metálicos y no metálicos.

3. Fórmulas moleculares y empíricas

La fórmula molecular es la fórmula química que indica el número y tipo de átomos distintos presentes en la molécula. La fórmula molecular es la cantidad real de átomos que conforman una molécula. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular si el elemento o el compuesto están formados por moléculas; en el caso de que se trate de cristales, se habla de su fórmula empírica. La fórmula empírica nos muestra la proporción entre los átomos de un compuesto químico. A veces puede coincidir con la fórmula molecular del compuesto. La fórmula empírica se puede usar tanto en compuestos formados por moléculas como en los que forman cristales y macromoléculas. La fórmula empírica es una expresión o forma que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico, en ella se relacionan los símbolos de los elementos con un número entero correspondiente a cada símbolo. Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos presentes en lamolécula. 3.1 Determinación experimental de fórmulas empíricas El análisis químico indica el número de gramos de cada elemento presentes en una determinada cantidad de un compuesto. Las cantidades de gramos se convierten a moles de cada elemento;se hará un ejemplo adelantando los conceptos del mol y peso atómico para este ejemplo, y que serán estudiados en la última unidad de éste módulo. Seguidamente se debe realizar una comparación entre los moles obtenidos a fin de determinar la de menor valor. Por último los moles de los demás elementos deben ser divididos por el número de moles del menor valor escogido en el numeral anterior. El cociente de esta división debe ser un numero entero, en caso contrario debe aproximarse (siempre y cuando sea posible) al valor entero más cercano, o por ensayo y error determinar un numero entero que multiplique a todos los cocientes y los convierta en valores enteros. Una

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vez realizado este procedimiento se escribe la formula empírica con los cocientes determinados para cada elemento.

Ejemplo: La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis de dicho compuesto muestra la siguiente composición porcentual en masa: C: 44,4%; H: 6,21%; S: 39,5%; O: 9,86%. Calcular la fórmula empírica. Solución:Se inicia suponiendo que hay 100 gramos de compuesto en este caso alicina, de tal manera que:

𝐶𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑜 (𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑜 = 12𝑔 𝑚𝑜𝑙⁄ ):100𝑔 × (44.4% 100%⁄ ) = 44.4𝑔 × (1𝑚𝑜𝑙 12𝑔)⁄ = 3.7𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑜 𝐻𝑖𝑑𝑟ó𝑔𝑒𝑛𝑜 (𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑜 = 1𝑔 𝑚𝑜𝑙⁄ ):100𝑔 × (6.21% 100%⁄ ) = 6.21𝑔 × (1𝑚𝑜𝑙 1𝑔)⁄ = 6.21𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑔𝑒𝑛𝑜 𝐴𝑧𝑢𝑓𝑟𝑒 (𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑜 = 32𝑔 𝑚𝑜𝑙⁄ ):100𝑔 × (39.5% 100%⁄ ) = 39.5𝑔 × (1𝑚𝑜𝑙 32𝑔)⁄ = 1.234𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑜 𝑂𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜 (𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑜 = 16𝑔 𝑚𝑜𝑙⁄ ):100𝑔 × (9.86% 100%⁄ ) = 9.86𝑔 × (1𝑚𝑜𝑙 16𝑔)⁄ = 0.616𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑜𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜

Una vez obtenidos los moles de cada elemento se procede a realizar la división de cada uno de ellos entre los moles de menor valor que en este caso corresponden al oxígeno a fin de hallar los cocientes para escribir de la formula empírica:

𝐶: 3.7𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 0.612 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 = 6.004 ≈ 6⁄ 𝐻: 6.21𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 0.612 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 = 10.07 ≈ 10⁄ 𝑆: 1.234𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 0.612 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 = 2.002 ≈ 2⁄

𝑂: 0.612𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 0.612 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 = 1⁄

La fórmula empírica es: C6H10S2O 3.1.1 Determinación de Formulas Moleculares Para calcular la fórmula molecular, o real, se requiere conocer la masa molecular aproximada del compuesto, además de su fórmula empírica. Conociendo que la masa molar de un compuesto debe ser un múltiplo entero (n) de la masa molar de la fórmula empírica. Por tanto:

(Masa Molar de la Fórmula Empírica)*n = (Masa Molar de la Fórmula Molecular) Ejemplo: Determinar la fórmula molecular de la alicina (ejemplo anterior), sabiendo que la masa molar de su fórmula molecular es 120g/mol. Peso molecular de la Formula empírica:

C = 12g x 3 = 36g/mol H = 1g x 10 = 10g/mol S = 32g x 2 = 64g/mol O = 16g x 1 = 16g/mol

Peso Molecular = 120g/mol

58

𝑛 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑓ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑒𝑚𝑝í𝑟𝑖𝑐𝑎 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑓ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 ⁄

𝑛 =120𝑔 𝑚𝑜𝑙⁄

120𝑔 𝑚𝑜𝑙⁄= 1

𝐶3𝐻10𝑆2𝑂 × 1 = 𝐶3𝐻10𝑆2𝑂

En este caso, fórmula molecular = fórmula empírica

4. Reglas de escritura en química a. Se aplica el “Principio de la electrovalencia”: Cargas de distinto signo se atraen. Ejemplo:

1+ 1- 1+ 1- 2+ 2- 2+ 2- NaCl HCl MgO NiO

b. Se coloca primero el elemento con carga positiva, luego el elemento con carga negativa. Ejemplo:

1+ 1- 1+ 1- 2+ 2- NaF KBr MgO

c. Cuando dos elementos que componen una fórmula tienen la misma valencia, no hay necesidad de escribir subíndices:

Ejemplo: MgO CaO KCl FeS

d. Cuando en los compuestos binarios la valencia de los elementos es diferente, el número que representa la valencia de uno de los elementos de la fórmula se coloca en la parte inferior derecha del otro elemento y viceversa (Regla de Cruz).

Ejemplos:

a)Al2O3: Aluminio valencia: 3, Oxígeno valencia: 2

b) CaO: Calcio valencia: 2, Oxígeno valencia: 2 c) Fe2O3 Hierro valencia: 3, Oxígeno valencia: 2 d) N2O5 Nitrógeno valencia: 5, Oxígeno valencia: 2

e. Cuando la valencia de un elemento es uno y se combina con otro elemento cuya valencia es

diferente se intercambian las valencias pero donde corresponde el número uno, ésta no se escribe (Regla de Cruz).

Ejemplo: Cloro valencia: 1 Hierro valencia: 2

Fe2++Cl 1- FeCl2

Al2O3

Al3+ O2-

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4.1 Uso de paréntesis en la escritura de fórmulas químicas Al escribir la fórmula química de un compuesto que contiene un ion poliatómico, el ion se encierra entre paréntesis seguido de un subíndice que indica el número de iones poliatómicos presentes. Esta regla sobre el uso del paréntesis debe seguirse invariablemente, a menos que el subíndice sea “1”, que no se escribe, en cuyo caso no se necesitan paréntesis. Por ejemplo, para escribir la fórmula del Dicromato de Amonio con los iones NH4

+ y Cr2O72- se necesitan dos iones amonio por cada ion Dicromato a fin de que

las cargas sean iguales. Dos iones NH4+ neutralizan un ion Cr2O7

2-, así que la fórmula es (NH4)2Cr2O7.

Análogamente, para escribir la fórmula del Fosfato de Magnesio con los iones Mg2+ y PO4

3- se necesitan tres iones Magnesio por cada dos iones Fosfato para conseguir la neutralidad. En este caso, el mínimo común múltiplo es 6. Tres iones Mg2+ neutralizan dos iones PO4

3-, así que la fórmula es Mg3(PO4)2.

Advierte que el Magnesio (un ion monoatómico) no se encerró entre paréntesis; en cambio, el Fosfato (Un ion poliatómico) se encerró entre paréntesis antes de escribir el subíndice. Al escribir fórmulas químicas, no se usan paréntesis donde no se necesitan.

a. Los paréntesis no se usan a menos que vayan seguidos de un subíndice. Por ejemplo: a) Ca2+ y SO4

2-, se escribe correctamente CaSO4, no Ca(SO4) b) NH4

+ y SO42-, se escribe correctamente (NH4)2 SO4, no (NH4)2(SO4)

b. Los iones monoatómicos no se encierran entre paréntesis en las fórmulas. Por ejemplo

a) Ca2+ y Cl-, se escribe correctamente CaCl2, no Ca(Cl)2;

b) Al3+ y Cl-, se escribe correctamente AlCl3, no Al(Cl)3;

c) Al3+ y SO42-, se escribe correctamente Al2(SO4)3, no (Al)2(SO4)3

5. Reglas para nombrar iones 5.1 Iones

Los compuestos iónicos por lo regular consisten en combinaciones químicas de metales y no metales. Los metales al perder electrones de la capa de valencia forman iones positivos o cationes; y los no metales, al ganar electrones forman los iones negativos o aniones. Los iones que se forman a partir de un sólo átomo se llaman iones monoatómicos. Los iones poliatómicos son aquellos en los que hay un agrupamiento de dos o más átomos.

5.1.1 Iones positivos (cationes)

a. Muchos compuestos son combinaciones de iones positivos y negativos. Los nombres de los iones positivos simples o cationes con número de oxidación fijo, se derivan del nombre del elemento del

60

cual proceden, anteponiendo la palabra ion. Ej.: Na+ion Sodio, Ca2+ ion Calcio, Al3+ ion Aluminio, Zn2+ ion Cinc.

b. Si un metal puede formar cationes con diferente carga, la carga positiva se indica con un número romano entre paréntesis después del nombre del metal (sistema Stock):

Fe2+ ion Hierro (II) Cu+ ion Cobre (I) Fe3+ ion Hierro (III) Cu2+ ion Cobre (II)

c. La mayor parte de los metales que tienen carga variable son metales de transición. Los iones metálicos comunes que no tienen carga variable son los iones del grupo:

1 (Li+,Na+,K+, Rb+ y Cs+) 2 (Mg2+, Ca2+, Sr2+y Ba2+) 13 (Al3+)

Y dos iones de los metales de transición, de los grupos: 11(Ag+) y 12 (Zn2+). Un método antiguo, clásico o tradicional que todavía se usa para distinguir entre dos iones de un metal con carga diferente es aplicar la terminación –oso o –ico. Estas terminaciones representan los iones con carga menor y mayor, respectivamente y se agregan a la raíz del nombre del elemento en latín:

Fe2+ ion Ferroso Cu+ ion Cuproso Fe3+ ion Férrico Cu2+ ion Cúprico

d. Los cationes formados a partir de átomos no metálicos tienen nombres que terminan en -io. NH4

+ Ión Amonio H3O+ Ión Hidronio

En la tabla siguiente se muestran los nombres y fórmulas de algunos de los cationes más comunes:

Carga Fórmula Nombre del ion Fórmula Nombre del ion

1+

H+

Li+

Na+

K+

Cs+

Hidrógeno

Litio

Sodio

Potasio

Cesio

H3O+

NH4+

Cu+

Hg22+

Ag+

Hidronio

Amonio

Cobre (I) o Cuproso

Mercurio (I) o Mercuroso

Plata

2+

Mg2+

Ca2+

Sr2+

Ba2+

Zn2+

Cd2+

Pb2+

Magnesio

Calcio

Estroncio

Bario

Cinc

Cadmio

Plomo

Cu2+

Fe2+

Mn2+

Co2+

Ni2+

Pb2+

Hg+2

Cobre (II) o Cúprico

Hierro (II) o Ferroso

Manganeso (II) o Manganoso

Cobalto (II) o Cobaltoso

Níquel (II)

Plomo (II)

Mercurio (II) o Mercúrico

3+

Al3+

Cr3+

Aluminio

Cromo (III)

Fe3+

Co3+.

Hierro (III) o Férrico

Cobalto (III) o Cobaltico

61

5.1.2 Iones negativos (aniones)

a. Los aniones monoatómicos (de un átomo) tienen nombres que se forman eliminando la terminación del nombre del elemento y agregando la terminación -uro; en el caso del oxígeno la terminación es -ido.

H- :ion Hidruro O2- : ion Oxido N3- : ion Nitruro

b. Los aniones poliatómicos (de muchos átomos) que contienen oxígeno (oxianiones) tienen nombres que terminan en –ato o –ito. La terminación -ato se emplea para el oxianión más común de un elemento. La terminación -ito se usa para un oxianión que tiene la misma carga pero un átomo menos de O: NO3

- : Nitrato SO42- : Sulfato

NO2- : Nitrito SO3

2- : Sulfito

Se emplean prefijos cuando la serie de oxianiones de un elemento se extiende a cuatro miembros, como es el caso de los halógenos. El prefijo per-indica unátomo de oxigeno más que el oxianión que termina en –ato; El prefijo hipo- indica un átomo de oxígeno menosque el que termina en –ito.

ClO4

- Ion Perclorato (un oxigeno más que el Clorato) ClO3

- Ion Clorato ClO2

- Ion Clorito ClO- Ion Hipoclorito (un oxigeno menos que el Clorito)

Resumiendo el procedimiento para designar aniones:

Anión simple: ____________ uro (Clor, Cl-)* .

La raíz del nombre (como Clor en el caso del Cloro) se coloca en el espacio en blanco.

Oxianiones:

Hipo ________ ito __________ ito ___________ato Per_______ ato

(hipoclorito,ClO-) (Clorito,ClO2-) (Clorato, ClO3

-) (Perclorato, ClO4-)

c. Los aniones que se obtienen agregando H+ a un oxianión se designan agregando como prefijo la

palabra hidrógeno o dihidrógeno, según resulte apropiado: CO3

2- Ion Carbonato PO43- Ion Fosfato

HCO3- Ion Hidrógenocarbonato H PO4

2- Ion Hidrógenofosfato

62

Obsérvese que cada hidrógeno reduce la carga negativa del anión en uno. Un método antigüo para designar algunos de estos iones utiliza el prefijo bi-. Así, el ion HCO3

- comúnmente se llama ion bicarbonato y HSO4-,

Ion bisulfato. Las fórmulas de los iones cuyo nombre termina con –ito se pueden derivar de los que terminan con –ato quitando un átomo de oxígeno. Advierta la posición de estos iones en la Tabla Periódica. Los iones monoatómicos del grupo 17 siempre tienen carga 1- (F-, Cl-, Br-, I- ), mientras que los del grupo 16 tienen carga 2- (O2-,S2-).

En la tabla siguiente se muestran los nombres y fórmulas de algunos de los aniones comunes:

Carga Fórmula Nombre del anión Fórmula Nombre del anión

1-

H-

F-

Cl- Br- I-

CN-

OH-

SCN-

Hidruro Fluoruro Cloruro

Bromuro Yoduro Cianuro

Hidróxilo u Oxhidrilo Tiocianato

CH3COO-

ClO-

ClO3-

ClO4-

NO3-

NO2-

MnO4-

HCO3-

Acetato Hipoclorito

Clorato Perclorato

Nitrato Nitrito

Permanganato Bicarbonato

2-

O2-

O2 2-

S2-

Se2-

Te2-

óxido Peróxido Sulfuro

Seleniuro Teluriuro

CO32-

CrO42-

Cr2O72-

SO42-

SO32-

C2O42-

Carbonato Cromato

Dicromato Sulfato Sulfito

Oxalato

3- N3-

P3-

Nitruro Fosfuro

PO43-

PO33-

Fosfato Fosfito

Cuando se une el anión y el catión da origen a algunos compuestos químicos inorgánicos.

6. Reglas para nombrar compuestos Los compuestos inorgánicos que se estudiarán se pueden dividir como a continuación:

63

COMPUESTOS BINARIOS

ÓXIDOS ÁCIDOS Y BÁSICOS

PERÓXIDOS

HIDRUROS

ÁCIDOS HIDRÁCIDOS

SALES DEÁCIDOS HIDRÁCIDOS

COMPUESTOS TERNARIOS

ÁCIDOS OXÁCIDOS

OXISALES

HIDRÓXIDOS

Compuestos binarios: son los que están formados por dos elementos diferentes, puede ser un metal y un no metal o dos no metales.

Compuestos ternarios. Están formados por tres elementos diferentes. Como ejemplo los ácidos oxácidos que en su mayoría son compuestos ternarios formados por hidrógeno y otros dos no metales.

7. Sistemas de nomenclatura

Existen tres sistemas de nomenclatura para nombrar a los compuestos químicos: Sistema clásico, sistema estequiométrico y sistema Stock. 7.1 Sistema clásico En el sistema clásico o antiguo los compuestos se nombran utilizando prefijos y sufijos, así: hipo, –oso, per,-ico, –ato, -ito, –uro, -ido. Ejemplos: Ácido hipoCloroso (HClO), Perclorato de potasio (KClO4), Cloruro Férrico (FeCl3), Óxido Ferroso (FeO) 7.2 Sistema estequiométrico Existen muchos compuestos que no pueden nombrarse por el sistema clásico, debido a que existen elementos que presentan más de dos estados de oxidación. Un método aprobado por la IUPAC para nombrar compuestos es el sistema estequiométrico, mediante el cual se hace uso de prefijos numéricos griegos que indican la proporción relativa de cada elemento en el compuesto. En general, se usan prefijos griegos para indicar el número de átomos de cada elemento. Nunca se usa el prefijo mono- con el segundo elemento.

PREFIJO SIGNIFICADO

Mono-

Di-

Tri-

Tetra-

1

2

3

4

64

Ejemplos:

N2O4 Tetróxido de dinitrógeno P2O5 Pentóxido de difósforo

NF3 Trifluoruro de nitrógeno SO3 Trióxido de azufre

N2O5Pentoxido de di nitrógeno CO Monóxido de carbono

PCl5 Pentacloruro de fósforo CO2 Dióxido de carbono

7.3 Sistema stock Otro método aprobado por la IUPAC es el sistema Stock (se coloca un número romano entre paréntesis al final del nombre indicando el estado de oxidación del metal). Ejemplos: Cloruro de Hierro (III), Sulfuro de Hierro (II), Sulfato de Cobalto (III).

8. Nombre y formula de los óxidos.

8.1 Óxidos Son aquellos compuestos que poseen átomos de oxígeno con número de oxidación (-2) y otro elemento, un metal o un no metal.

8.1.1 Óxidos metálicos Son aquellos compuestos que poseen átomos de oxígeno con número de oxidación (2-) y un metal. Cuando el metal pertenece a los grupos 1 y 2 se conocen como óxidos básicos. Su nombre se forma de dos palabras: óxido + (nombre del metal), separado por la preposición “de”. Cuando los átomos tienen número de oxidación fijo se nombran igual en los tres sistemas de nomenclatura. Ejemplos:

Penta-

Hexa-

Hepta-

Octa-

Nona-

Deca-

5

6

7

8

9

10

65

Para los

óxidos de átomos de metales de transición que tengan más de dos estados de oxidación, se nombran por el Sistema Estequiométrico y Stock, como se indica a continuación: Ejemplo:

Formula Sistema Clásico Sistema Estequiométrico Sistema Stock

MnO __ Monóxido de Manganeso Óxido de Manganeso (II)

MnO2 __ Dióxido de Manganeso Óxido de Manganeso (IV)

CrO __ monóxido de Cromo Óxido de Cromo (II)

Cr2O3 __ Trióxido de Dicromo Óxido de Cromo (III)

Cr2O6 __ Hexóxido de Dicromo Óxido de Cromo (VI)

8.1.2 Óxidos no metálicos Se forman entre el oxígeno y un no metal. Se les conoce también como anhídridos u Óxidos ácidos. Ejemplos:

Recuerde: Nunca se usa el prefijo mono para nombrar al segundo elemento.

8.1.3 Peróxidos Los peróxidos se forman entre algunos metales de los grupos 1 y 2 con el oxígeno. En estos compuestos el oxígeno presenta un estado de oxidación de -1, y se nombran por el sistema clásico.

8.1.4 Hidruros metálicos Son compuestos formados por un metal e hidrógeno, en los cuales este último presenta un estado de oxidación de (-1). Su nombre se forma con la palabra hidruro seguido del nombre del metal.

Fórmula Sistema Clásico Sistema Estequiométrico Sistema Stock

Na2O Óxido de Sodio Óxido de Sodio Óxido de Sodio

CaO Óxido de Calcio Óxido de Calcio Óxido de Calcio

MgO Óxido de Magnesio Óxido de Magnesio Óxido de Magnesio

Cu2O Óxido Cuproso Monóxido de dicobre Óxido de Cobre (I)

CuO Óxido Cúprico Monóxido de Cobre Óxido de Cobre (II)

Fórmula Sistema Clásico Sistema Estequiométrico Sistema Stock

SO2 __ Dióxido de Azufre Óxido de Azufre (IV)

SO3 __ Tritóxido de Azufre Óxido de Azufre (VI)

NO __ Monóxido de Nitrógeno Óxido de Nitrógeno (II)

NO2 __ Dióxido de Nitrógeno Óxido de Nitrógeno (IV)

Fórmula Nombre

H2O2 Peróxido de Hidrógeno (Agua Oxigenada)

Na2O2 Peróxido de Sodio

MgO2 Peróxido de Magnesio

66

8.2

Ácidos Los ácidos son una clase importante de compuestos que contienen hidrógeno. Podemos considerar que un ácido se compone de un anión enlazado a suficientes iones hidrógeno como para neutralizar la carga del anión. 8.2.1 Ácidos hidrácidos Son compuestos que tienen hidrógeno unido a un no metal. Los no metales que forman estos ácidos son los siguientes: a) Todos los halógenos con estado de oxidación (1-) b) S, Se y Te del grupo 16 con estado de oxidación (2-). Los ácidos hidrácidos se nombran de dos maneras; dependiendo del estado físico en que se encuentren:

a) En disoluciones acuosas, se nombran utilizando la palabra “ácido” seguida de la raíz del no metal terminada con el sufijo hídrico.

b) En estado gaseoso se nombran escribiendo el nombre del no metal terminado en –uroseguido de la preposición “de” terminando con la palabra hidrógeno.

Ejemplo:

Compuesto Nombre en disolución acuosa Nombre en estado gaseoso

HCl Ácido clorhídrico Cloruro de hidrógeno

HF Ácido fluorhídrico Fluoruro de hidrógeno

H2S Ácido sulfhídrico Sulfuro de hidrógeno

8.2.2 Sales de ácidos hidrácidos Resultan de la sustitución parcial o total de los hidrógenos de los ácidos hidrácidos por un metal. Los nombres de las sales iónicas inorgánicas resultan de escribir el nombre del anión seguido de la palabra “de” y luego el nombre del catión: Las sales de los ácidos hidrácidos se nombran por los tres sistemas de nomenclatura anteriormente descritas. Ejemplo:

Formula de la Sal Sistema Clásico Sistema Estequiométrico Sistema Stock

MgCl2 Cloruro de Magnesio Cloruro de Magnesio Cloruro de Magnesio

Formula Sistema Clásico Sistema Estequiométrico Sistema Stock

NaH Hidruro de Sodio Hidruro de Sodio Hidruro de Sodio

FeH2 Hidruro Ferroso Dihidruro de Hierro Hidruro de Hierro (II)

FeH3 Hidruro Férrico Trihidruro de Hierro Hidruro de Hierro (III)

SnH4 Hidruro Estánnico Tetrahidruro de Estaño Hidruro de Estaño (IV)

67

Fe2S3 Sulfuro Férrico Trisulfuro de dihierro Sulfuro de Hierro (III)

NaBr Bromuro de Sodio Bromuro de Sodio Bromuro de Sodio

8.2.3 Ácidos oxácidos Son ácidos basados en aniones cuyo nombre termina en –ato o –ito. Son compuestos que se forman por combinación de un óxido ácido con agua: Ejemplo:

Oxido Ácido + Agua Ácido Oxácido SO3(g) + H2O(l) H2SO4(ac)

Si el no metal tiene varios estados de oxidación, puede originar varios ácidos ternarios, los cuales difieren en el número de oxígenos (cuanto mayor sea el número de oxidación del elemento central, mayor será el número de oxígenos).

Los aniones cuyos nombre terminan en –ato están asociados a ácidos cuyo nombre tiene la terminación –ico, en tanto que los aniones cuyo nombre termina en –ito están asociados a ácidos cuyo nombre tiene terminación –oso. Los prefijos del nombre del anión se conservan en el nombre del ácido. Así:

Los ácidos oxácidos, además, de contener hidrógeno contienen oxígeno. Ejemplo: el ión ClO4

- requiere un ion hidrógeno para formar HClO4. El nombre del ácido se deriva del nombre de su anión.

Anión: Ácido: ___________ato agregar ácido ________ico (Perclorato,ClO4

-)(ácido Perclorico, HClO4) (Clorato, ClO3

-)iones H+ (ácido Clórico,HClO3) Anión: Ácido: ___________ito agregar ácido ________oso (Clorito,ClO2

-)(ácido Cloroso, HClO2) (Hipoclorito, ClO-)iones H+ (ácido hipocloroso,HClO)

ANIÓN ÁCIDO CORRESPONDIENTE

ClO- (Hipoclorito)

ClO2- (Clorito)

ClO3- (Clorato)

ClO4- (Perclorato)

NO2- (Nitrito)

NO3- (Nitrato)

SO32-(Sulfito)

SO42-(Sulfato)

HClO (Ácido Hipocloroso)

HClO2 (Ácido Cloroso)

HClO3 (Ácido Clórico)

HClO4 (Ácido Perclórico)

HNO2 (Ácido Nitroso)

HNO3 (Ácido Nítrico)

H2SO3 (Ácido Sulfuroso)

H2SO4 (Ácido Sulfúrico)

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Otros ácidos oxácidos importantes: H2SO4, HNO3, H3PO4, H2CO3. 8.2.4 Oxisales Son compuestos que resultan de la sustitución total de los hidrógenos de los oxácidos por un metal. El Ion poliatómico que resulta de eliminar los hidrógenos de los oxácidos, se le domina oxianión, el cual se nombra dependiendo de la terminación del oxácido:

Ejemplo:

Oxácido Nombre del Ácido Oxianión Catión Oxisal Nombre de la Oxisal

H2SO4 Ácido Sulfúrico SO4 2- Ca2+ CaSO4 Sulfato de Calcio

H3PO4 Ácido Fosfórico PO43- Mg2+ Mg3 (PO4)2 Fosfato de Magnesio

H2SO3 Ácido Sulfuroso SO32- Pb2+ PbSO3 Sulfito de Plomo

H3PO3 Ácido Fosforoso PO33- K+ K3PO3 Fosfito de potasio

8.2.5 Bases o hidróxidos

Las bases o hidróxidos, son compuestos que se obtienen como producto de la reacción entre un óxido básico y

el agua. Oxido Básico + Agua Hidróxido

Ejemplo: MgO(s) + H2O(l) Mg(OH)2(ac)

Se caracterizan por contener en su estructura al ion hidróxilo u oxhidrilo. Su estado de oxidación es 1–, por lo

que podemos deducir que su fórmula general es M(OH)n en donde M es el metal y “n” el número de oxidación del metal.Se nombran anteponiendo la palabra hidróxido, precedido de la preposición “de” seguido del nombre del metal. Si el metal es de número de oxidación fijo se nombran de la misma forma por los tres sistemas de nomenclatura. En caso de que el metal posea dos estados de oxidación se usa los prefijos ‘’oso’’ e ‘’ico’’, pero si tiene más de dos estados de oxidación sólo se nombra por el sistema de Stock: Ejemplo:

Número de oxidación fijo: Grupo 1 Hidróxido de sodio NaOH Grupo 2 Hidróxido de Calcio Ca(OH)2 Número de Oxidación variable: Hidróxido de Hierro (II) Fe(OH)2 Hidróxido de Hierro (III) Fe(OH)3

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Hidróxido de Manganeso (II) Mn(OH)2 Hidróxido de Manganeso (IV) Mn(OH)4 Hidróxido de Manganeso (VII) Mn(OH)7

Otras bases importantes: KOH, Ba(OH)2, Al(OH)3

Fórmula Sistema Clásico Sistema Estequiométrico Sistema Stock

Ba(OH)2 Hidróxido de Bario Hidróxido de Bario Hidróxido de Bario

NaOH Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio

Cu(OH)2 Hidróxido Cúprico Dihidróxido de Cobre Hidróxido de cobre (II)

Cu(OH) Hidróxido Cuproso Hidróxido de Cobre Hidróxido de Cobre (I)

Fe(OH)2 Hidróxido ferroso Dihidróxido de hierro Hidróxido de hierro (II)

Fe(OH)3 Hidróxido férrico Trihidróxido de hierro Hidróxido de hierro(III)

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1. El mol y el número de Avogadro Para entender el concepto del mol, es necesario tener presente el concepto de Peso Atómico o Masa Atómica Relativa,desde 1961 el patrón que se utiliza es el Carbono 12, por tanto por definición el peso del Carbono 12 es de 12. El cociente entre la masa promedio de las moléculas de una sustancia y 1/12 de la masa de un átomo de Carbono 12, se denomina peso molecular o masa molecular relativa Mrde esa substancia. Por ejemplo, cuando se dice que el peso molecular del H2O es 18.015 significa que una molécula de agua tiene por término medio una masa que es 18.015/12 veces la masa de un átomo de Carbono 12. El número de átomos de Carbono 12 contenidos exactamente en 12 gramos de Carbono 12 se llama Número de Avogadro. Las medidas experimentales muestran un valor del número de Avogadro igual a 6.02x1023.

Reacciones químicas y estequiometría

71

Una cantidad de átomos de Carbono 12 igual al número de Avogadro tiene una masa de 12 gramos exactamente. ¿Cuál será la masa de un número de Avogadro de átomos de hidrógeno? El peso atómico del hidrógeno es 1.0079, por lo que cada átomo de H tiene una masa de 1.0079/12 veces la masa de un átomo de Carbono 12. Como tenemos igual número de átomos de Hidrógeno que de Carbono 12, la masa total de hidrógeno es 1.0079/12 veces la masa total de átomos de Carbono 12, es decir (1.0079/12)(12g) = 1.0079g; esta masa en gramos es numéricamente igual al peso atómico del hidrógeno. El mismo razonamiento demuestra que un número de Avogadro de átomos de cualquier elemento tiene una masa de A gramos, donde Aes el peso atómico del elemento. De manera análoga un número de Avogadro de moléculas de una sustancia cuyo peso molecular es M, tendrá una masa de M gramos. Un mol de una sustanciase define como la cantidad de ésta que contiene un número de Avogadro de entidades elementales. Por ejemplo, un mol de átomos de hidrógeno contiene 6.02x1023 átomos de H; un mol de moléculas de agua contiene 6.02x1023 moléculas de H2O. Entonces se demuestra que el peso molecular de cualquier especie será la misma que la masa de un mol de la misma especie pero en gramos. A esa masa por mol de sustancia se le llama masa molar M. Por ejemplo, para el H2O, M = 18.015g/mol.

2. Masa atómica, masa fórmula y masa molar

Aunque los términos masa y peso suelen usarse indistintamente, en sentido estricto se trata de cantidades diferentes. Mientras que la masa es una medición de la cantidad de materia en un objeto, el peso, en sentido técnico, es la fuerza que ejerce la gravedad sobre un objeto. Una manzana que cae de un árbol es atraída hacia abajo por la gravedad de la Tierra. La masa de la manzana es constante y no depende de su ubicación, en tanto que el peso sí. Por ejemplo, en la superficie de la Luna la manzana pesaría apenas una sexta parte de lo que pesa en la tierra, ya que la gravedad lunar equivale a un sexto de la terrestre. La menor gravedad de la Luna permitió que los astronautas saltaran sin dificultad en su superficie, pese a los voluminosos trajes y equipo. Los químicos se interesan principalmente en la masa, que puede determinarse con facilidad con una balanza; por extraño que parezca, el proceso de medir la masa se llama pesada. La masa atómicaes la masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma). Ahora bien el UMA (unidad de masa atómica) es una masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12.Entonces la masa, de un solo átomo de carbono será igual a 12 unidades de masa atómica (uma), mientras que la masa de un mol de átomos (6.02x1023 unidades elementales) de carbono será de 12 gramos. La masa fórmula es la suma de las masas atómicas de la fórmula de una sustancia, en compuestos que no contienen unidades moleculares discretas (en uma). Ejemplo: Masa fórmula de NaCl = masa atómica de Na + masa atómica de Cl = 22.99 uma + 35.45 uma = 58.44 uma La masa molecular es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula. Ejemplo: Masa molecular H2O= (2xmasa atómica de H) + (masa atómica de O) = (2x1.008 uma) + (16.00 uma) = 18.02 uma

72

En general, necesitamos multiplicar la masa atómica de cada elemento por el número de átomos de ese elemento presente en la molécula y sumar todos los resultados. En un esquema simple podemos resumir el peso atómico, peso molecular y peso fórmula (recordar que la expresión correcta es masa) de la siguiente manera:

2.1 Cambios físicos y químicos

La materia cambia continuamente, los cambios que ocurren en la materia son físicos y químicos, las propiedades físicas de un objeto como el tamaño, color, forma, o estado físico pueden cambiar al ocurrir un cambio físico, sin embargo no se forman substancias nuevas como cuando ocurren cambios químicos. Los cambios físicos Son aquellos en los que no cambia la naturaleza de las sustancias que intervienen. Se consideran cambios físicos si tras el cambio de que experimente la materia, esta sigue siendo la misma; por ejemplo, tras un cambio de estado el agua se congela transformándose en hielo o se evapora transformándose en vapor de agua, pero el agua líquida, el hielo y el vapor están constituidos por la misma materia. Ejemplos de cambios físicos:

Cambios de estado, solido, líquido y gaseoso.

Dilatación o aumento de volumen.

El movimiento o cambio de posición que ocupa un cuerpo en el espacio.

La fragmentación, que es la división de un cuerpo en trozos más pequeños que conservan su misma naturaleza.

La mezcla de varias sustancias sin que ninguna de ellas pierda o cambie sus propiedades.

Figura 1. Representación conceptual de la masa atómica, masa fórmula y masa molar.

73

En un cambio químico se forman una o más sustancias nuevas. Estas sustancias nuevas son diferentes de las originales, se caracterizan por que tienen nuevas propiedades físicas y químicas, en ambos casos se forma un nuevo material. Ejemplos de cambios químicos:

La combustión

Quema de materiales

Enmohecimiento de metales

Fotosíntesis

Digestión

Respiración

Se observa un cambio químico cuando:

Hay un cambio de color

Se pueden producir gases en forma de efervescencia o burbujas.

Puede ocurrir una explosión o incendio.

Se producen olores diferentes

Cambios de sabor

Se puede emitir luz

Se pueden observar cambios de temperatura

3. Las reacciones químicas y la ecuación química

Una vez que se ha estudiado las masas de los átomos y de las moléculas, además de los cambios de la materia, se puede analizar que sucede en una reacción química, esto es un proceso en el que una sustancia (o sustancias) cambian para formar una o más sustancias nuevas. Con objeto de comunicarse entre sí con respecto a las reacciones químicas, los químicos han desarrollado una forma estándar para representarlas por medio de ecuaciones químicas. Una ecuación química utiliza símbolos químicos para mostrar que sucede durante una reacción química. Se considera lo que sucede cuando el hidrógeno gaseoso (H2) se quema en presencia de aire (que contiene oxígeno O2) para formar aguar (H2O). Esta reacción se representa mediante la ecuación química:

2H2(g) + O2(g) H2O(l) Donde el signo “más” significa “reacciona con” y la flecha significa “produce”. Así esta expresión simbólica se lee: “el hidrógeno molecular reacciona con el oxígeno molecular para producir agua”. Se supone que la reacción sigue la dirección de izquierda a derecha como lo indica la flecha. En la ecuación anterior se hace referencia al H2 y O2 como reactivos, que son las sustancias iniciales en una reacción química. El agua es el producto, es decir, la sustancia formada como resultado de una reacción química. Una ecuación química es, entonces, la descripción abreviada que un químico hace de una reacción química. Por convención, en una ecuación química los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha:

Reactivos Productos

74

Para proporcionar información adicional, con frecuencia se utilizan otros símbolos, los más comunes se muestran en la siguiente tabla:

La información adicional que se añade en las ecuaciones químicas es muy importante, porque si no se indica las condiciones de la reacción, una persona cualquiera podría equivocarse al tratar de reproducir la misma reacción, pero en condiciones que no fueron las mismas.

4. Tipos de reacciones químicas

Si sabemos lo que ocurre en una reacción química determinada, seremos capaces de predecir lo que ocurre en otras parecidas. Por eso es conveniente conocer los tipos más frecuentes de reacciones químicas. 4.1 Reacción química de combinación Una reacción de combinación es una reacción en la que dos o más sustancias (que pueden ser elementos o compuestos) se combinan para formar un solo producto. Se representan de forma general como A + B C. Por ejemplo:

S(s) + O2(g) SO2(g)

75

2Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(S) 2C(s) + O2(g)limitado 2CO(g)

C(s) + O2(g)exceso CO2(g) CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(ac)

4.2 Reacción química de descomposición Las reacciones de descomposición son las opuestas a las reacciones de combinación concretamente, una reacción de descomposición es la ruptura de un compuesto en dos o más componentes distintos. Se representan de la forma general A B + C. Por ejemplo:

2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g) 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)

2NaH(s) 2Na(s) + H2(g) 2H2O2(l) 2H2O(l) + O2(g)

2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(s) + H2O(g) 2H2O(l) 2H2(g) + O2(g)

4.2.1 Reacción química de sustitución Es el tipo de reacción que se presenta cuando un elemento químico más activo o más reactivo desplaza a otro elemento menos reactivo que se encuentra formando parte de un compuesto; el elemento que ha sido desplazado queda en forma libre. Su representación general es la siguiente A + BC AC + B. Por ejemplo:

Fe(s) + CuSO4(ac) FeSO4(ac) + Cu(s) 2Zn(s) + 2HCl(ac) 2ZnCl(ac) + H2(g)

Cl2(g) + 2NaBr(ac) 2NaCl(ac) + Br2(g) Cu(s) + 2AgNO3(ac) Cu(NO3)2(ac) + 2Ag(s)

2KBr(ac) + Cl2(g) 2KCl(l) + Br2(g) 4.2.2 Reacción química de desplazamiento En una reacción de desplazamiento, un ion (o un átomo) presente en un compuesto se remplaza por un ión o un átomo de otro elemento. La representación general para este tipo de reacciones es A + BC AC + B. La mayoría de las reacciones de desplazamiento se pueden clasificar en tres subcategorías: desplazamiento de hidrógeno, desplazamiento de un metal, o desplazamiento de un halógeno.

a. Desplazamiento de Hidrógeno. Todos los metales alcalinos y algunos metales alcalinotérreos (Ca, Sr, Ba) que son los más reactivos de los elementos metálicos, desplazarán al hidrógeno del agua fría. También muchos metales, incluidos los que no reaccionan con agua, son capaces de desplazar el hidrógeno presente en los ácidos.

Por ejemplo:

76

2Na(s) + 2H2O(l) 2NaOH(ac) + H2(g) Ca(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2(s) + H2(g) Zn(s) + HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g)

Mg(s) + 2HCl(ac) 2MgCl2(ac) + H2(g)

b. Desplazamiento de metales. Un metal en un compuesto puede ser desplazado por otro metal en estado libre.

Por ejemplo: Zn(s) + CuSO4(ac) ZnSO4(ac) + Cu(s)

Cu(s) + 2AgNO3(ac) Cu(NO3)2(ac) + 2Ag(s)

Si se invierten los papeles de los metales, la reacción no se lleva a cabo. En otras palabras, el cobre metálico en el ejemplo anterior, no desplazará a los iones zinc del sulfato de zinc, y la plata no desplazará a los iones cobre del nitrato de cobre.

Una forma sencilla de predecir si en realidad va a tener lugar una reacción de desplazamiento de un metal o de hidrógeno, consiste en hacer referencia a una serie de actividad (algunas veces denominada serie electroquímica). Esta serie se muestra a continuación. Básicamente, una serie de actividad consiste en un resumen adecuado de los resultados de muchas posibles reacciones de desplazamiento semejantes a las ya descritas. De acuerdo con esta serie, cualquier metal que se sitúe por encima del hidrógeno lo desplazará del agua o de un ácido, pero los metales situados por debajo del hidrógeno no reaccionarán ni con agua ni con ácidos. De hecho, cualquier especie de la serie reaccionará con cualquier otra especie (presente en un compuesto) que se encuentre por debajo de ella. Por ejemplo, el Zn se encuentra situado por encima del Cu, por tanto el zinc metálico será capaz de desplazar a los iones cobre presentes en el sulfato de cobre.

Reaccionan con agua fría

para generar hidrógeno

H2

Reaccionan con vapor de

agua para producir

hidrógeno H2

Reaccionan con los ácidos

para producir hidrógeno

H2

No reaccionan ni con

agua ni con ácidos para

producir hidrógeno H2

Au

men

to d

e la fuerza red

ucto

ra

77

c. Desplazamiento de Halógenos. Otra serie de actividad es la que resume el comportamiento de los halógenos en las reacciones de desplazamiento de halógenos.

F2>Cl2>Br2>I2 Por ejemplo:

Cl2(g) + 2KBr(ac) 2KCl(ac) + Br2(l) Cl2(g) + 2NaI(ac) 2NaCl(ac) + I2(s)

4.2.3 Reacción química de doble desplazamiento En una reacción de doble desplazamiento, dos compuestos cambian parejas entre sí, para producir compuestos distintos. La forma general de estas ecuaciones es AB + CD AD + CB. Por Ejemplo:

AgNO3(ac) + NaCl(ac) AgCl(s) + NaNO3(ac) 2NaOH(ac) + H2SO3(ac) Na2SO3(ac) + 2H2O

AgNO3(ac) + HCl(ac) AgCl(s) + HNO3(ac) 4.2.4 Reacción química de combustión Una reacción de combustión es una reacción en la que una sustancia reacciona con oxígeno, normalmente produciendo calor y luz, dando lugar a la formación de una llama. Los productos principales son dióxido de carbono y agua. La representación general de este tipo de reacciones es: Combustible + O2(g) dióxido de carbono + agua + energía. En este caso el oxígeno se denomina comburente. El comburente es cualquier sustancia que se puede combinar con un combustible para producir una combustión.Por ejemplo la combustión del propano:

C3H8(g) + 5º2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g) + Energía

5. La estequiometría como aritmética química

Una pregunta básica que surge en el laboratorio químico es: ¿qué cantidad de producto se obtendrá a partir de cantidades específicas de las materias primas (reactivos)? O bien, en algunos casos la pregunta se plantea de manera inversa: ¿Qué cantidad de materia prima se debe utilizar para obtener una cantidad específica del producto? Para interpretar una reacción en forma cuantitativa necesitamos aplicar el conocimiento de las masas molares y el concepto de mol. La estequiometria es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.Independientemente de que las unidades utilizadas para los reactivos (o productos) sean moles, gramos, litros (para los gases) u otras unidades, para calcular la cantidad de producto formado en una ecuación utilizamos moles. Este método se denomina método del mol, que significa que los coeficientes estequiométricos en una reacción química se pueden interpretar como el número de moles de cada sustancia. Por ejemplo, amoniaco se sintetiza industrialmente a partir del hidrógeno y el nitrógeno de la siguiente manera:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

78

Los coeficientes estequiométricos muestran que una molécula de N2 reacciona con tres moléculas de H2 para formar dos moléculas de NH3. De aquí se desprende que los números relativos de los moles son los mismos que el número relativo de las moléculas.

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

1 molécula 3 moléculas 2 moléculas 6.02x1023 moléculas 3(6.02x1023 moléculas) 2(6.02x1023 moléculas)

1 mol 3 moles 2 moles

Por tanto, esta ecuación también se lee como “1 mol de gas N2 se combina con 3 moles de gas H2 para formar 2 moles de gas NH3”. En cálculos estequiométricos, decimos que tres moles de H2 equivalen a dos moles de NH2, es decir:

3 moles de H2≃ 2 moles de NH3

Donde el símbolo ≃ significa “estequiométricamente equivalente a” o solo “equivalente a” Esta relación nos permite escribir factores de conversión. Ejemplo: Consideremos que 6.0 moles de H2 reaccionan completamente con N2 para formar NH3. Para calcular la cantidad producida de NH3 en moles, usamos el factor de conversión con H2 en el denominador y escribimos

Moles de NH3 producidos = (6.0 moles de H2)(2 moles de NH3/3 moles de H2)

= 4.0 moles de NH3 Lo mismo podemos desarrollar con los demás reactantes y también lo podemos desarrollar en otras unidades, gramos, átomos, moléculas, etc.

6. Balanceo de ecuaciones químicas

Al expresar una reacción química como ecuación, además de escribir correctamente todas las especies participantes (nomenclatura), se debe ajustar el número de átomos de reactivos y productos, colocando un coeficiente a la izquierda de los reactivos o productos. El balanceo de ecuaciones busca igualar la cantidad de átomos en ambos lados de la ecuación, para mantener la Ley de Lavoisier, o Ley de conservación de las masas. Para balancear las ecuaciones químicas existen métodos, los que se consideran aquí son el método deductivo-inductivo o método del tanteo, y el método algebraico. 6.1 Método del tanteo Este es un método sencillo, pero útil en reacciones de balanceo sencillo, es rápido, y consiste en dar coeficientes deducidos a las especies, hasta igualar a todas las especies en ambos lados de la ecuación. Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación:

CaF2+ H2SO4 CaSO4+ HF

79

En esa reacción la cantidad de átomos de H y de F esta desbalanceado, por lo que se le asignará un número deducido en la especie del lado derecho de la ecuación para igualar las especies en ambos lados, así:

CaF2+ H2SO4 CaSO4+ 2HF Y la ecuación queda balanceada. En general primero se debe de verificar que la ecuación química esté balanceada, contabilizando los átomos tanto del lado derecho como del lado izquierdo de la ecuación, si el número de átomos es distinto se procede a balancear por el método del tanteo: en algunos escritos recomiendan primero balancear los elementos metálicos, seguido por los elementos no metálicos y por último balancear los átomos de oxígeno e hidrógeno, en ese orden. Para algunos casos donde no se puede balancear una ecuación con el método del tanteo se utiliza otro método más complicado, pero exacto, y es el método algebraico. 6.2 Método algebraico Este método es un proceso matemático que consiste en asignar literales o variables a cada una de las especies, crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes. Ejemplo:Balancear la siguiente ecuación química: FeS + O2Fe2O3 + SO2 Los pasos a seguir son los siguientes:

a. Asignarle una letra a cada especie que participa en la reacción:

(A) (B) (C) (D) FeS + O2Fe2O3+SO2

b. Para todos los elementos que aparecen en la ecuación no balanceada se debe de escribir una ecuación matemática, de forma que habrán tantas ecuaciones como elementos hay en la reacción química. La forma de escribir la ecuación es similar a lo planteado en la reacción química. Con cada letra que se le ha asignado a las especies, así se planteara ésta con un múltiplo que corresponderá al número de veces que se encuentra el átomo del que estamos escribiendo la ecuación matemática, sumando a otro múltiplo con su letra correspondiente según vayamos avanzando por las especies químicas. Se debe de escribir tanto para reactivos como productos. Por ejemplo para la reacción anterior hay un Fe en reactivos y dos en productos, pero en función de los literales donde se localizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C.

El símbolo produce equivale al signo igual a (=). Las ecuaciones para todos los átomos de la ecuación anterior quedan de la siguiente forma:

Fe: A = 2C S: A = D

O: 2B = 3C + 2D

c. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que permita resolver una ecuación (obtener el valor de una literal o variable) y obtener después el valor de las demás variables. Es decir se asigna un

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valor al azar (generalmente se le asigna el 2) a alguna variable en una ecuación, en este caso C = 2, de tal forma que al sustituir el valor en la primera ecuación se encontrará el valor de A. Sustituyendo el valor de A en la segunda ecuación se encuentra el valor de D y finalmente en la tercera ecuación se sustituyen los valores de C y D para encontrar el valor de B.

(A) (B) (C) (D) FeS + O2 Fe2O3 + SO2

Resolviendo las ecuaciones:

(1) Fe: A = 2C, ahora sí C =2 implica qué: A= 2(2), es decir A = 4 (2) S: A= D, y como A = 4, quiere decir qué: D = 4 (3) O: 2B = 3C + 2D, y como A = 4 y D también, entonces: 2B = (3)(2) + (2)(4) = 14, es decir B = 14/2, o

sea B = 7

Al haber determinado los valores para cada literal según especie, se realiza el siguiente paso.

d. Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una de las variables:

(A)(B) (C) (D)

4FeS+7º2 2Fe2O3+4SO2 Y así concluimos este método. Si en algún caso todos los valores encontrados son múltiplos de algún valor pueden simplificarse hasta dejar la forma balanceada de ecuación química más sencilla. A los valores que se le anteponen a cada especie en una reacción química balanceada por el método algebraico también son factores estequiométricos de la especie.

7. Relaciones estequiométricas o factores de equivalencia estequiométricos

Añadiendo a lo que ya se había escrito de la estequiometria, hay que hacer énfasis en que esta establece relaciones entre las moléculas o elementos que conforman los reactivos de una ecuación química con los productos de dicha reacción. La estequiometria es entonces el estudio de las relaciones cuantitativas (de cantidades) entre los reactivos y productos en una ecuación química y se basa en la ecuación balanceada. Los coeficientes estequiométricos de una reacción química solo nos indican la proporción en la que reaccionan dichas sustancias. No nos dicen cuánto están reaccionando. Las relaciones estequiométricas que estudiaremos se establecen en términos de masa, en términos de mol y en términos de moléculas. Para examinar las relaciones estequiométricas en los diferentes términos, se hará con la misma reacción para evitar confusión. La reacción en estudio será la formación de agua a partir de hidrógeno molecular y oxígeno molecular, figura 2. 7.1 En términos de masa

Figura 2. Ecuación química de la formación

del agua a partir de hidrógeno y oxígeno molecular.

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La relación cuantitativa entre las masas de las sustancias que intervienen en una reacción viene dada por los coeficientes estequiométricos multiplicada por la masa molar. De la reacción de la formación de agua podemos establecer en términos de masa las siguientes relaciones.

a. Por [2(2.02g/mol) = 4.04gramos/mol] de H2, se necesitan 32.00gramos/mol de O2. En síntesis se establece una regla de tres, la cual también se puede escribir como un factor de conversión unitario:

4.04g de H2

32.00g de O2

b. También se pueden establecer relaciones entre gramos de H2 necesarios y gramos de H2O

producidos. O también entre gramos de H2O producidos y gramos de O2 necesarios para producir, de esta forma:

4.04g de H2 36.04g de H2O

36.04g de H2O 32.00 g de O2 Todas las relaciones en términos de masa que se puedenestablecer para una reacción servirán para cálculos posteriores. 7.2 En términos de mol La relación cuantitativa entre los moles de las sustancias que intervienen en una reacción viene dada por los coeficientes estequiométricos de las sustancias que participan. De la reacción de la formación de agua podemos establecer en términos de moles las siguientes relaciones.

a. Por 2 moles de H2, se necesitan 1 mol de O2. También se establece una regla de tres, la cual también se puede escribir como un factor de conversión unitario:

2 moles de H2

1 mol de O2

b. También se pueden establecer relaciones entre moles de H2 necesarios y moles de H2O producidos. O también entre moles de H2O producidos y moles de O2 necesarios para producir de esta forma:

2 moles de H2 2 moles de H2O

2 moles de H2O 1 mol de O2 Todas las relaciones en términos de moles que se puedenestablecer para una reacción servirán para cálculos posteriores. 7.3 En términos de molécula

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La relación cuantitativa entre las moléculas de las sustancias que intervienen en una reacción viene dada por los coeficientes estequiométricos de las sustancias que participan. De la reacción de la formación de agua se puede establecer en términos de moléculas las siguientes relaciones.

a. Por 2 moléculas de H2, se necesita 1 molécula de O2. También se establece una regla de tres, la cual se puede escribir como un factor de conversión unitario:

2 moléculas de H2

1 molécula de O2

b. También se establecen relaciones entre moléculas de H2 necesarios y moléculas de H2O producidos. O también entre moléculas de H2O producidos y moléculas de O2 necesarios para producir, de esta forma:

2 moléculas de H2 2 moléculas de H2O

2 moléculas de H2O 1 molécula de O2 Todas las relaciones en términos de moléculas que se establecen para una reacción servirán para cálculos posteriores.

8. Reactivo limitante

Cuando un químico efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están en las cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica la ecuación ajustada. Debido a que el éxito de una reacción es producir la máxima cantidad de un compuesto útil a partir de los materiales de partida, frecuentemente se aporta un gran exceso de uno de los reactivos para garantizar que el reactivo más caro se convierta completamente en el producto deseado. Como consecuencia, algunos reactivos sobran al final de la reacción. El reactivo que se consume primero en una reacción recibe el nombre de reactivo limitante ya que la máxima cantidad de producto que se forma depende de la cantidad del reactivo que había originalmente. Cuando este reactivo se consume no se puede formar más producto. Los reactivos en exceso son los reactivos presentes en mayor cantidad de la necesaria para reaccionar con la cantidad del reactivo limitante. Considérese la formación de dióxido de nitrógeno (NO2) a partir de óxido nítrico (NO) y oxígeno:

2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)

Suponer que inicialmente se tienen 8 moles de NO y 7 moles de O2. Una forma para determinar cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante consiste en calcular el número de moles de NO2 basándose en las cantidades iniciales de NO y O2. De la definición anterior vemos que el reactivo limitante dará la cantidad más pequeña del producto. Empezando con 8 moles de NO se obtiene el número de moles de NO2 producidos, utilizando el factor de conversión unitario de la relación estequiométrica en términos de moles para la reacción anterior.

8 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑂 ×2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝑂22 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝑂

= 8 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑂2

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Y empezando con 7 moles de O2, el número de moles de NO2 formado es:

7 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑂2 ×2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝑂22 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑂2

= 14 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑂2

Por lo tanto el NO nos da la menor cantidad de NO2, y debe ser el reactivo limitante. Por consiguiente, el O2 es el reactivo en exceso. En los cálculos estequiométricos en los que uno de los reactivos es limitante, el primer paso consiste en decidir cuál de los reactivos es el limitante. Una vez que se ha identificado el reactivo limitante, el resto del problema se puede resolver con las relaciones estequiométricas.

9. Rendimiento teórico y porcentual

La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se obtendría si reaccionase todo el reactivo limitante. El rendimiento teórico, por lo tanto, es el máximo rendimiento posible, y se calcula a partir de la ecuación ajustada. En la práctica, el rendimiento real, o bien la cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción, casi siempre es inferior al rendimiento teórico. Existen muchas razones para explicar la diferencia entre el rendimiento real y el teórico. Por ejemplo muchas reacciones son reversibles, de manera que no producen al 100% de izquierda a derecha. Aun cuando una reacción se complete en un 100%, resulta difícil recuperar todo el producto del medio de reacción (por ejemplo, una disolución acuosa). Algunas reacciones son complicadas, en el sentido de que los productos formados pueden seguir reaccionando entre sí o con los reactivos, para formar todavía otros productos. Estas reacciones adicionales reducen el rendimiento de la primera reacción. Para determinar la eficiencia de una reacción determinada, los químicos utilizan el rendimiento porcentual o porcentaje de rendimiento, el cual define la relación entre el rendimiento real y el rendimiento teórico. Se calcula como sigue:

% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙

𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜× 100%

El intervalo para los valores de rendimiento porcentual puede fluctuar desde 1 hasta 100%. Los químicos siempre buscan aumentar el porcentaje del rendimiento de las reacciones. Entre los factores que pueden afectar al rendimiento se encuentran la temperatura y la presión. Ejemplo: El titanio, un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, se utiliza en la construcción de naves espaciales, aviones, en sus motores y para la construcción de bicicletas. Se obtiene mediante la reacción de cloruro de titanio (IV) con magnesio fundido, a una temperatura comprendida entre 950℃ y 1150℃:

TiCl4(g) + 2Mg(l) Ti(s)+ 2MgCl2(l)

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En cierto proceso industrial 3.54x107g de TiCl4 se hacen reaccionar con 1.13x107g de magnesio. a) Calcular el rendimiento teórico de Ti, en gramos. b) Calcúlese el rendimiento porcentual si en la práctica se obtienen realmente 7.91x106g de Ti.

a) Debido a que se tienen dos reactivos, este es un problema de cálculo de reactivo limitante. El reactivo cuya cantidad sea capaz de dar lugar a menos moles de producto será el reactivo limitante. ¿Cómo se pasa desde la cantidad de reactivo a cantidad de producto? Se realizara este cálculo para cada reactivo, y luego se compararán los moles de producto, Ti, formados.

Se lleva a cabo dos cálculos por separado para ver cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante. Primero empezar con 3.54x107g de TiCl4, calcular el número de moles de Ti que se pueden formar si todo el TiCl4 reacciona. Así:

𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑇𝑖 = (3.54 × 107𝑔 𝑇𝑖𝐶𝑙4) ×47.88𝑔𝑇𝑖

189.7𝑔𝑇𝑖𝐶𝑙4= 8.93 × 106𝑔 𝑑𝑒 𝑇𝑖

Luego se calcula el número de moles de Ti formados a partir de los 1.13x107g de magnesio:

𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑇𝑖 = (1.13 × 107𝑔 𝑀𝑔) ×47.88𝑔𝑇𝑖

48.62𝑔𝑀𝑔= 1.11 × 107𝑔 𝑑𝑒 𝑇𝑖

Por consiguiente, el TiCl4 es el reactivo limitante ya que produce menos cantidad de Ti. La cantidad de Ti formada, o rendimiento teórico de la reacción es:

Rendimiento teórico: 8.93x106 gramos de Ti

b) La masa de Ti determinada en el apartado a) es el rendimiento teórico. La cantidad dada en el apartado b) del ejemplo es el rendimiento real para la reacción.

El rendimiento porcentual viene dado por:

% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙

𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜× 100%

=7.91×106𝑔

8.93×106𝑔× 100%

= 88.4% De esta forma se puede predecir, explicar, analizar, y controlar de forma cuantitativa y aproximada lo que sucede en una reacción química. La estequiometria de las reacciones es importantísima para todo cálculo químico, con implicaciones industriales y de investigación, el buen manejo de la aritmética química favorece a los químicos en todas sus áreas de estudio, por lo que entonces es algo fundamental en las ciencias químicas.

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Unidad I

1. La mayor parte de la luz procedente de una lámpara de sodio tiene una longitud de onda de 589 nm.

¿Cuál es la frecuencia de ésta radiación?

2. La radiación de longitud de onda 242.4 nm, es la longitud de onda más larga que produce la

fotodisociación del O2, ¿Cuál es la energía de (a) un fotón y (b) un mol de fotones de ésta radiación?

3. Suponiendo que Superman tuviera una masa de 91 Kg, ¿Cuál es la longitud de onda asociada con él

si se mueve a una velocidad igual a la quinta parte de la velocidad de la luz?

4. Puede demostrarse que un electrón sometido a 12 eV tiene una velocidad de 2.05 x 106 m/s.

Suponiendo que la precisión (incertidumbre) de éste valor es 1.5 por ciento. ¿Con qué precisión

podemos medir la posición del electrón de forma simultánea con la velocidad?

5. ¿Puede tener un orbital los siguientes números cuánticos, n = 2, l = 2 y ml = 2?

6. Para un orbital con n = 3, y ml = -1, ¿Cuál (es) son los posibles valores de l?

7. Escriba la notación del orbital correspondiente a los números cuánticos: n = 4, l = 2 y ml = 0

8. Identifique el elemento con la configuración electrónica 1s22s22p63s23p5

9. Escriba la configuración electrónica del arsénico.

10. Escriba (a) la configuración electrónica del mercurio, y (b) un diagrama de orbitales para la

configuración electrónica del estaño.

Unidad II

1. Utilizando la tabla periódica cuál es el átomo más grande de entre el Sc, Ba o Se.

2. Utilizando la tabla periódica ordene las siguientes especies en orden de tamaño creciente: K+, Cl-, S2-

y Ca2+.

3. Prediga el orden creciente de las energías de ionización para los elementos As, Sn, Br y Sr.

4. ¿Cuál es el átomo más pequeño del grupo 13 de la tabla periódica?

5. Identifique entre los siguientes iones las parejas que sean isoelectrónicas: Fe2+, Sc3+, Ca2+, F-, Co2+,

Co3+, Sr2+, Cu+, Zn2+ y Al3+.

6. Las especies a continuación son isoelectrónicas con el gas noble criptón. Ordénelas según los radios

crecientes y comente los principios en los que se basa para hacerlo: Rb+, Y3+, Br-, Sr2+ y Se2-.

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7. ¿Es posible que dos átomos distintos sean isoelectrónicos? ¿y dos cationes distintos? ¿y dos aniones

distintos? ¿y un anión y un catión? Justificar respuesta.

8. ¿Cuál de los siguientes compuestos es probable encontrar en compuestos químicos? Na2+, Li+, Al2+,

F2- o Te2-. Razone la respuesta.

9. Las masas de los átomos individuales pueden determinarse con gran precisión, pero hay una

incertidumbre considerable acerca del tamaño exacto de un átomo. Explique por qué sucede esto.

10. Indique para los siguientes pares el átomo que tiene el mayor tamaño. (a) Te o Br, (b) K o Ca, (c) Ca o Cs, (d) N o O, (e) O o P, (f) Al o Au.

Unidad III

1. Escriba los símbolos de Lewis para los siguientes elementos: N, P, As, Sb, Bi, Al, I, Se y Ar.

2. Escriba las estructuras de Lewis para los siguientes compuestos: BaO, MgCl2, Al2O3.

3. Escriba la estructura de Lewis para la molécula del NH3

4. ¿Qué enlace es más polar, H – Cl o H – O?

5. Prediga la geometría del anión poliatómico ICl4-.

6. ¿Cuál de las siguientes moléculas será polar? Cl2, ICl, BF3, NO, SO2.

7. Para cada una de las siguientes sustancias, describa la importancia de las fuerzas de dispersión (de

London), interreacciones dipolo-dipolo y enlace de hidrógeno: HCl, Br2, ICl, HF y CH4.

8. Una de las siguientes sustancias es un líquido a temperatura ambiente, mientras que las otras son

gaseosas, CH3OH, C3H8, N2 y N2O. ¿Cuál es líquido y por qué?

9. ¿Cuántas moléculas de agua pueden unirse por enlace de hidrógeno al metanol?

10. ¿Cuál es el número máximo de enlaces de hidrógeno que pueden formarse entre dos moléculas de

ácido acético?

Unidad IV

1. ¿Cuál es el estado de oxidación del elemento en negrita de cada uno de las siguientes especies

químicas? Al2O3, MnO4-, NaH, H2O2 y Fe3O4

2. Escriba las fórmulas de los compuestos óxido de bario, fluoruro de calcio, y sulfuro de hierro (III).

3. Escriba los nombres aceptables para los compuestos Na2S, AlF3 y CuO.

4. Escriba los nombres de CaH2, CuCl, Ag2S y Hg2Cl2.

5. El oxígeno en muchos de sus compuestos tiene un estado de oxidación de -2 pero sin embargo hay

excepciones. ¿Cuál es el estado de oxidación del oxígeno en cada uno de los siguientes compuestos?

OF2, O2F2, CsO2 y BaO2

6. El nitrógeno forma cinco óxidos en el que su estado de oxidación es +1, +2, +3, +4 y +5

respectivamente. Escriba las fórmulas adecuadas para éstos compuestos.

7. Nombre los siguientes compuestos: SrO, ZnS, K2CrO4, Cs2SO4, Cr2O3, Mg(HCO3)2 y (NH4)2HPO4.

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8. Escriba las fórmulas químicas de los siguientes nombres: sulfato de aluminio, dicromato de amonio,

tetrafluoruro de silicio, óxido de hierro, disulfuro de tricarbono, nitrato de cobalto y nitrito de

estroncio.

9. Los estados de oxidación del hidrógeno y del oxígeno en sus compuestos son normalmente +1 y -2

respectivamente. Los casos siguientes sirven para recordarnos que hay excepciones. ¿Cuáles son los

estados de oxidación de los átomos en cada uno de los siguientes compuestos? MgH2, CsO3, HOF y

NaAlH4

10. El cromo forma tres óxidos principales. Escriba las fórmulas adecuadas para éstos compuestos en los

que los estados de oxidación del cromo son +3, +4 y +6 respectivamente. Escriba las fórmulas

adecuadas para éstos compuestos y también sus nombres en todas las nomenclaturas posibles.

Unidad V

1) El espesor de una hoja de papel es 0.0036 pulgadas. Considere que cierto libro tiene el número de

Avogadro de hojas; calcule el grosor de dicho libro en años-luz.

Nota: 1 año-luz = 9.46 x 10^12Km

2) ¿Cuántos átomos hay en 5.10 moles de azufre (S)?

3) ¿Cuántos moles de átomos de calcio (Ca) hay en 77.4g de Ca?

4) Calcular la masa molecular de cada uno de los siguientes compuestos a) dióxido de azufre (SO2) y b)

cafeína (C8H10N4O2)

5) Considere la combustión del monóxido de carbono (CO) en oxígeno gaseoso

2CO(g) + O2(g) 2CO2(g)

Si la reacción se inicia con 3.60 moles de CO, calcule el número de moles de CO2 que se producen si

hay suficiente oxígeno para reaccionar con todo el CO.

6) Para las siguientes reacciones, decir qué tipo de reacción es:

a) 2H2O 2H2 + O2

b) 3H2SO4 + 2Al Al2(SO4)3 + 3H2

c) NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3

d) 2SO2 + O2 2SO3

7) Balancear las siguientes reacciones por el método de tanteo

P4 + H2 PH3 V + O2 V2O5

C4H10 + O2 CO2 + H2O H3PO4 + Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 + H2O

8) Dada la siguiente ecuación equilibrada:

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3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Calcular:

a) Moles de NO formados a partir de 1.8 moles de Cu

b) Gramos de agua formados a partir de 1.5 moles de HNO3

c) Masa de Cu necesaria para preparar 180 gramos de Cu(NO3)2

d) Moles de HNO3 para preparar 0.75 gramos de Cu(NO3)2

9) El fluoruro de hidrógeno se utiliza en la manufactura de los freones (los cuales destruyen el ozono

de la estratósfera) y en la producción de aluminio metálico. Se prepara a partir de la reacción:

CaF2 + H2SO4 CaSO4 + 2HF

En un proceso se tratan 6.00Kg de CaF2 con un exceso de H2SO4 y se producen 2.86Kg de HF. Calcule

el porcentaje de rendimiento de HF.

10) El dicloruro de diazufre (S2Cl2) se utiliza en la vulcanización del caucho, un proceso que impide que

las moléculas del caucho se separen cuando éste se estira. Se prepara mediante el calentamiento del

azufre en una atmósfera con cloro:

S8(l) + 4Cl2(g) 4S2Cl2(l)

¿Cuál es el rendimiento teórico de S2Cl2 en gramos cuando 4.06g de S8 se calientan con 6.24g de Cl2?

Si el rendimiento real de S2Cl2 es 6.55g, ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento?

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