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Capacitación de docentes en

de la Química desde la perspectiva de la

Guía de LaboratorioEnlace Químico, Interacciones Moleculares y

Capacitación de docentes en la enseñanza


Química Verde

Guía de Laboratorio IVEnlace Químico, Interacciones Moleculares y Química Verde

Santiago, 2015

la enseñanza


V Enlace Químico, Interacciones

Química Verde

Centro Interdisciplinario de Líquidos Iónicos Página 1

Los elementos forman compuestos con características completamente diferentes.

La sal de cocina (cloruro de sodio) es un alimento indispensable, pero este compuesto resulta de la unión química de átomos de sodio y cloro que son altamente peligrosos. El agua, importante para nuestra vida, que a temperatura ambiente es un líquido, está formada por la unión de átomos de hidrógeno y de oxígeno, elementos gaseosos.

Entonces, ¿cómo los elementos forman los compuestos? Cuando los elementos reaccionan, sus átomos deben chocar. Ese choque determina la clase de compuesto que se genera. ¿Cómo difiere la reacción de los átomos de sodio y cloro para formar sal de la reacción de los átomos de hidrógeno y oxígeno para formar agua? Ahora bien, ¿qué mantiene unidas a las moléculas de una gota de agua o a las partículas que forman un pequeño grano de sal?

Todos los conceptos asociados con las respuestas a las anteriores preguntas

también están relacionados con los conceptos de la Química Verde. Por lo tanto, el principal foco de esta unidad será conocer y comprender como la Teoría de Enlaces y las Interacciones Moleculares se relacionan con la Química Verde.


Tabla de contenidos. Parte I. Enlace Químico e Interacciones Moleculares.

1. Introducción. 2. Enlace Químico. 3. Tipos de Enlaces Químicos. 4. Tipos de enlaces y algunas propiedades. 5. Interacciones Moleculares. 6. Tipos de Interacciones Moleculares.

Parte II. Interacciones Moleculares y Química Verde.

1. Principios de la Química Verde. 2. Solvatación de solutos. 3. Catálisis de Reacciones Químicas. 4. Solvatación y Catálisis.

Parte III. Trabajo Práctico

1. Objetivos de la actividad. 2. Conceptos asociados en la actividad. 3. Materiales y reactivos. 4. Metodología.

Parte IV. Ficha de trabajo.

1. Observaciones sustraídas de la actividad. 2. Explicación de las observaciones. 3. Principio de la Química Verde abordado. 4. Aprendizajes obtenidos. Conclusiones preliminares. 5. Preguntas y Cuestionamientos.

Referencias.


Parte I. Enlace Químico e Interacciones Moleculares.

1. Introducción.

Los elementos conocidos, a excepción de los gases nobles, no se presentan como átomos individuales sino combinados con otros formando enlaces químicos. La formación de un enlace químico se produce cuando al acercarse los átomos aparecen entre ellos fuerzas atractivas y el sistema adquiere una energía menor que los átomos por separado. Los electrones más externos son los responsables de esa unión.

La teoría del enlace químico tiene como objetivo justificar: ¿Por qué unos átomos se unen

entre sí y otros no? La proporción en que se unen los átomos, la fórmula de las sustancias. Interpretación de formas geométricas. ¿Por qué la molécula de H2O es angular y la de CO2 lineal, aún teniendo la misma estequiometría AB2?

La teoría del enlace químico tiene como objetivo justificar: Cuestiones energéticas del enlace:

nos enlaces son más difíciles de romper (requieren más energía) que otros. Las propiedades de las distintas sustancias, tanto macroscópicas (puntos de fusión y ebullición, conductividad, solubilidad, etc.), como las estructurales (energía de enlace, longitud y ángulos formados).

Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre

átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la química cuántica.

Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la fisicoquímica o en

descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su propia descripción del enlace químico. En general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos (o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea) está unido por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia.

Hay que tener en cuenta que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas, adquieren

una situación más estable (de menor entalpía) que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles ya que los electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los protones en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan mutuamente.


Teorías sobre el enlace químico

En la visión simplificada del denominado enlace covalente, uno o más electrones

(frecuentemente un par de electrones) son llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas positivas de ambos núcleos, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio relativamente fija, aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. En resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos. En un enlace covalente polar, uno o más electrones son compartidos inequitativamente entre dos núcleos.

En una visión simplificada de un enlace iónico, el electrón de enlace no es compartido, sino

que es transferido. En este tipo de enlace, el orbital atómico más externo de un átomo tiene un lugar libre que permite la adición de uno o más electrones. Estos electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor energía (más cerca al núcleo debido a la alta carga nuclear efectiva) de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. En consecuencia, un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace el otro núcleo. Esta transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta positiva, y que el otro asuma una carga neta negativa. Entonces, el enlace resulta de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en ((iones)) de carga positiva o negativa.

Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la práctica, algunas

reglas de simplificación les permiten a los químicos predecir la fuerza de enlace, direccionalidad y polaridad de los enlaces. La regla del octeto y la (TREPEV) teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia son dos ejemplos.

Existen teorías más sofisticadas, como la teoría del enlace de valencia, que incluye la

hibridación de orbitales y la resonancia, y el método de combinación lineal de orbitales atómicos dentro de la teoría de los orbitales moleculares, que incluye a la teoría del campo de los ligantes. La electrostática es usada para describir polaridades de enlace y los efectos que ejerce en las sustancias químicas.


2. Enlace Químico

Hasta ahora hemos considerado a los átomos como corpúsculos aislados, pero en realidad

se encuentran unidos con otros átomos de la misma especie, formando las moléculas de sustancias llamadas elementos, o con otros de distinta especie con los que resultan moléculas de compuestos. Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas reciben el nombre de enlace químico. Estas fuerzas son de carácter eléctrico y en ellas intervienen, para los elementos representativos, los electrones periféricos que forman los orbitales s y p, para los de transición, también los electrones de los orbitales d, y para los de transición interna, los de los orbitales f. A estos electrones se les llama electrones de valencia.

Regla del octeto

La regla del octeto, enunciada en 1916 por Walter Kossel y Gilbert N. Lewis, establece que al formarse un enlace químico los átomos ganan, pierden o comparten electrones para lograr una estructura electrónica estable y similar a la de un gas raro. Esta regla se basa en el hecho de que todos los gases raros, excepto el helio, tienen 8 electrones en su nivel energético exterior.

Esquema 1. Estructura de los gases nobles.


Figura 1. Reacción de átomos de Sodio con Cloro.

Representación de enlaces con estructura de Lewis

En las estructuras de Lewis (unidad 2) los electrones de los orbitales externos se representan por medio de puntos o cruces alrededor del kernel o corazón del átomo. Estas estructuras sirven para ilustrar enlaces químicos. Los puntos o cruces empleados sólo tienen fines ilustrativos y no indican diferencia entre electrones de distintos átomos, ya que todos son equivalentes. En seguida te mostramos unos ejemplos.

Esquema 2. Representación de Lewis de algunas moléculas.

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3. Tipos de Enlaces Químicos

Enlaces Iónicos.

El enlace iónico ocurre cuando hay transferencia completa de electrones de un átomo a otro. El átomo que pierde electrones se transforma en ion positivo o catión, y el que convierte en ion negativo o anión. El número de electrones perdidos o ganados determina la valencia o número de oxidación del elemento.

La fuerza de atracción de iones de distinta carga es de carácter electrostático y por eso el

enlace iónico se llama también electrovalente. Observa los siguientes ejemplos de formación de compuestos electrovalentes:

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Tipos de Enlaces Químicos

Figura 2. Tipos de enlaces.

El enlace iónico ocurre cuando hay transferencia completa de electrones de un átomo a otro. El átomo que pierde electrones se transforma en ion positivo o catión, y el que convierte en ion negativo o anión. El número de electrones perdidos o ganados determina la valencia o número de oxidación del elemento.

La fuerza de atracción de iones de distinta carga es de carácter electrostático y por eso el llama también electrovalente. Observa los siguientes ejemplos de formación de

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El enlace iónico ocurre cuando hay transferencia completa de electrones de un átomo a otro. El átomo que pierde electrones se transforma en ion positivo o catión, y el que acepta se convierte en ion negativo o anión. El número de electrones perdidos o ganados determina la

La fuerza de atracción de iones de distinta carga es de carácter electrostático y por eso el llama también electrovalente. Observa los siguientes ejemplos de formación de


Figura 3. Reacciones Químicas de átomos iónicos descritas por Estructuras de Lewis.

Respecto de los anteriores compuestos no podemos hablar de moléculas sencillas, por ejemplo, el cloruro de sodio Na+Cl–, en realidad es una combinación de muchos iones sodio con muchos iones cloruro. En estado sólido se encuentran acomodados de tal forma que cada ion sodio está rodeado por seis iones cloruro y, a su vez, cada ion cloruro está rodeado por seis iones sodio.

Figura 4. Estructura del NaCl en estado sólido.


En el enlace electrovalente los electrones se transfieren de un átomo a otro en

proporción variable, dependiendo de la energía de ionización, la afinidad electrónica, el radio atómico y, sobre todo, de la electronegatividad. La unión electrovalente pura sería aquella en donde el o los electrones pasarán completamente (en 100%) del metal al no metal. La diferencia de electronegatividad (ΔEN) entre dos elementos se obtiene de la diferencia de electronegatividades de los átomos involucrados. Por ejemplo, calculamos la ΔEN entre el calcio (Ca) y el flúor (F)

Al observar esta diferencia y contrastarla con el Esquema 3 o la Figura 5, se puede observar que el compuesto formado por el calcio y el flúor, que es el fluoruro de calcio (CaF2), es iónico, ya que se considera que los compuestos son electrovalentes o iónicos cuando la diferencia de electronegatividad es igual o mayor a 2.0 o cuando su porcentaje de electrovalencia supera el 50%.

Esquema 3. Porcentajes de Electrovalencia según la diferencia de electronegatividad.


Figura 5. Diferencia de electronegatividad y carácter del enlace.

Enlaces Covalentes.

El enlace covalente se forma cuando los átomos que se combinan comparten electrones. En este tipo de enlace sí se puede hablar de moléculas sencillas pero es más difícil de visualizar que el electrovalente, puesto que se dificulta representar el par de electrones que forman el enlace, pues éstos son atraídos por los núcleos de los átomos que se unen y estos núcleos deben repelerse entre sí, lo mismo que los electrones que forman el par. Para explicar la gran estabilidad de este enlace, acudimos al concepto de espín o sentido de giro del electrón. Figura 6. Estructura del Enlace Covalente del

Acido Clorhídrico.


Por ser el electrón una carga eléctrica en movimiento crea un campo magnético en torno a

él; ahora bien, el campo magnético de un electrón girando en un sentido posee polos magnéticos norte y sur orientados en dirección opuesta a los de otro electrón que se encuentre girando en sentido contrario y, así, “sólo los electrones con espines opuestos se pueden aparear”, como se observa a continuación,

Las estructuras o fórmulas de Lewis son una herramienta útil para representar la unión por covalencia.

Figura 7. Estructura de Lewis y del enlace covalente para algunas moléculas.

En los anteriores ejemplos hemos encerrado con un óvalo el par de electrones que constituye el enlace covalente; este par, en forma clásica, se sustituye por una pequeña raya o guión.


El enlace covalente es más común entre átomos de la misma especie o entre especies

semejantes, esto es, los átomos con electronegatividades iguales o ligeramente diferentes, pueden formar moléculas compartiendo uno o más pares de electrones. En ese sentido, los compuestos son covalentes cuando el porcentaje de electrovalencia es menor al 50%. Enlace simple, doble y triple.

Los ejemplos de enlaces covalentes que hasta ahora hemos visto son simples, es decir, por

cada dos átomos que se combinan hay un par de electrones compartidos (un enlace). Sin embargo, algunos átomos sólo pueden alcanzar su configuración electrónica estable (octeto) cuando comparten más de un par de electrones entre ellos. Si los átomos comparten dos pares (tres pares) de electrones, están unidos por un doble enlace (enlace triple).

Figura 8. Estructura de Lewis y del enlace covalente doble para el CO2.

En el oxígeno (O2), que es una molécula con doble enlace, el apareamiento de los 2 electrones de un átomo con dos del otro, se explica de la siguiente manera:

Figura 8. Formación del enlace covalente doble para el O2.


Figura 8. Formación del enlace covalente triple para el N2.

Polaridad de enlace

Se llama enlace covalente puro a aquel que se forma entre átomos de la misma especie,

cuyas cargas eléctricas negativas se encuentran distribuidas simétricamente. En ese sentido, se puede ver que el porcentaje de electrovalencia es cero para H2, Cl2, O2, etcétera, pues los átomos de estas moléculas son del mismo elemento. Existen también moléculas poliatómicas cuyas cargas eléctricas están simétricamente distribuidas al considerar todo el conjunto, por ejemplo en el tetracloruro de carbono, CCl4. Enlace covalente no polar y polar

Los anteriores ejemplos son de moléculas no polares y, en general, podemos clasificar a

los compuestos covalentes en no polares y polares. A estos últimos se les llama así porque los átomos que forman sus moléculas están unidos mediante enlaces covalentes; estos átomos son de distinta especie y tienen electronegatividades diferentes, lo que hace que en el espacio del átomo más electronegativo haya una mayor densidad de cargas eléctricas negativas, formándose un polo negativo en contraste con el polo opuesto, que es positivo.

Por ejemplo, al formarse el cloruro de hidrógeno (HCl), la diferencia de electronegatividad (0.9) es lo suficientemente grande para que del lado del cloro se forme un polo parcialmente negativo (δ–) y en el lado del hidrógeno otro polo parcialmente positivo (δ+), ya que el cloro atrae con más fuerza a los electrones del enlace. (El símbolo δ indica una separación parcial de cargas.) A continuación un ejemplo de moléculas que presentan enlace covalente polar.


Esquema 4. Moléculas con

enlace covalente polar. El enlace covalente polar constituye un

fenómeno muy importante en la explicación del comportamiento físico y químico de los compuestos. Como veremos en el siguiente tema, el agua debe sus notables propiedades a su gran momento dipolar, es decir, la molécula de agua es muy polar. Aunque el límite es arbitrario, se considera que un compuesto es principalmente covalente polar cuando su porcentaje de electrovalencia es de 25 a 49 por ciento. Enlace metálico

Como su nombre lo indica, el enlace metálico es un enlace que ocurre entre los átomos de

metales, y sus características son muy específicas. Consiste en un conjunto de cargas positivas que son los kernels de los átomos metálicos y los electrones periféricos pertenecen a todos los cationes, es decir, los átomos se encuentran unidos entre sí por una nube de electrones de valencia que rodea a los kernels. Se puede describir un metal como un enrejado de iones positivos colocados en los nudos de una red cristalina y sumergida en un “mar” de electrones. En el enlace metálico los electrones pueden moverse en todos sentidos, esto distingue al enlace metálico del enlace covalente, ya que en este último los electrones están situados en una posición rígida.

Figura 8. Representación de la estructura del enlace metalizo.


4. Tipos de enlaces y algunas propiedades.

Los enlaces químicos definen las propiedades de los compuestos. Por la misma

razón es que dependiendo del tipo de compuesto es que se tendrán diferentes propiedades. Estas propiedades quedan descritas en el siguiente recuadro.

Esquema 5. Tipos de enlaces y sus propiedades.

5. Interacciones Moleculares

Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas. Estas

fuerzas son las responsables del comportamiento no ideal de los gases. Ejercen aun más influencia en las fases condensadas de la materia, es decir, en los líquidos y sólidos. A medida que baja la temperatura de un gas, disminuye la energía cinética promedio de las moléculas.


Así, a una temperatura suficientemente baja, las moléculas ya no tiene la energía

para liberarse de la atracción de las moléculas vecinas. En este momento, las moléculas se agregan y forman gotas de líquido. Esta transición de la fase gaseosa a la fase líquida se conoce como condensación.

A diferencia de las fuerzas intermoleculares, las fuerzas intramoleculares mantienen juntos a los átomos de una molécula. Estas fuerzas estabilizadas a las moléculas individuales, en tanto que las fuerzas intermoleculares son las principales responsables de las propiedades macroscópicas de la materia (por ejemplo, punto de fusión y punto de ebullición).

Las fuerzas intermoleculares suelen ser más débiles que las intramoleculares; por ello, se necesita menos energía para evaporar un líquido que para romper los enlaces de sus moléculas. Por ejemplo, para evaporar 1 mol de agua en su punto de ebullición son suficientes alrededor de 41 KJ de energía; en cambio, para romper los dos enlaces O–H en 1 mol de moléculas de agua es necesario aplicar unos 930 KJ de energía. En general, los puntos de ebullición de las sustancias reflejan la magnitud de las fuerzas intermoleculares que actúan entre las moléculas.

En el punto de ebullición se debe suministrar suficiente energía para vencer las

fuerzas de atracción entre las moléculas de la sustancia A que de la sustancia B es porque las moléculas de A están unidas por fuerzas intermoleculares más fuertes, por tanto, el punto de ebullición de A será mayor que el de B. El mismo principio se aplica también al punto de fusión de sustancias. Por lo general, los puntos de fusión de las sustancias aumentan con la intensidad de las fuerzas intermoleculares.

Para comprender las propiedades de las materias condensadas es necesario entender los diferentes tipos de fuerzas intermoleculares. Las fuerzas dipolo – dipolo, dipolo – dipolo inducido y las fuerzas de dispersión integran lo que los químicos denominan fuerzas de Van der Waals, nombradas así en reconocimiento al físico holandés Johannes Van der Waals. Los iones y dipolos se atraen entre sí mediante fuerzas electroestáticas conocidas como fuerzas ión–dipolo, que no son fuerzas de Van der Waals.

El enlace de hidrogeno es un tipo de interacción dipolo–dipolo particularmente

fuerte. Dado que solo unos pocos elementos participan en la formación del enlace de hidrógeno, este se trata como una categoría aparte. Según la fase de una sustancia, la naturaleza de los enlaces químicos y los tipos de elementos que la componen, en la atracción total entre las moléculas pueden actuar distintos tipos de interacciones.


Esquema 6. Tipos de interacciones moleculares.

6. Tipos de Interacciones Moleculares

Fuerzas Dipolo – Dipolo.

Las fuerzas dipolo–dipolo son las fuerzas de atracción entre moléculas polares, es decir,

entre moléculas que poseen momentos dipolares. Su origen es electrostático y se pueden entender en función de la Ley de Coulomb.

Ley de Coulomb.


Figura 9. Representación de la interacción dipolo – dipolo.

Fuerzas Ión – Dipolo.

La ley de Coulomb también explica las fuerzas ión – dipolo, las cuales atraen entre sí un ión (ya sea un catión o un anión) y una molécula polar. La intensidad de esta interacción depende de la carga y tamaño del ión así como de la magnitud del momento dipolar y del tamaño de la molécula. Las cargas en los cationes están más concentradas por que estos iones suelen ser más pequeños que los aniones. En consecuencia con una carga de igual magnitud, un catión experimenta una interacción más fuerte con los dipolos que un anión.

La hidratación es un ejemplo de interacción ión–dipolo. En una disolución acuosa de NaCl, los iones Na+ y Cl– se rodean de moléculas de agua, las cuales tienen un gran momento dipolar. Cuando se disuelve un compuesto iónico como el NaCl, las moléculas de agua actúan como un aislante eléctrico que separa a los iones. En cambio, el tetracloruro de carbono (CCl4), una molécula no polar, carece de capacidad de participar en una interacción ión–dipolo, por lo cual el CCl4 es un mal disolvente de compuestos iónicos, al igual que la mayoría de los líquidos no polares. Figura 10. Deflexión o desviación de un chorro de agua

debido a una barra de ebonita cargada.


Figura 11. Representación de la interacción

ión – dipolo.

En la Figura 10 se observa la interacción o atracción ión – dipolo. En tal Figura, se observa que el chorro de agua que cae se desvía hacia acercándose a la varilla cargada negativamente. En el caso contrario, si la varilla estuviese cargada positivamente, el chorro de agua de desviaría hacía el lado contrario. En ese sentido, las moléculas de agua se orientan de tal forma que los extremos positivos de los dipolos quedan más cerca de la varilla, es decir, son atraídos por la carga negativa. Esta misma desviación se observa con otros líquidos polares, no así cuando se usan líquidos polares, tales como el hexano. Fuerzas de Dispersión. Ión – Dipolo Inducido / Dipolo – Dipolo Inducido.

¿Qué fuerzas de atracción se establecen entre las sustancias no polares? Para contestar

esta pregunta, se puede observar la Figura 12. Si un ión o molécula polar se acerca a un átomo (o una molécula no polar), la distribución electrónica del átomo (o molécula) se distorsiona por la fuerza que ejerce el ión o la molécula polar, dando lugar a una clase de dipolo. Se dice que el dipolo del átomo (o molécula no polar) es un dipolo inducido por que la separación de sus cargas positiva y negativa se debe a la proximidad de un ión o molécula polar. La atracción entre un ión y el dipolo inducido se conoce como interacción ión – dipolo inducido. Por otro lado, la atracción entre un dipolo y el dipolo inducido se denomina, interacción dipolo – dipolo inducido.

La probabilidad de inducir un momento dipolar depende no solo de la carga del ión o de la fuerza del dipolo, sino que también del grado de polarización del átomo o molécula, es decir, de que tan fácil se distorsione la distribución electrónica del átomo (o molécula). En general un átomo o molécula tiende a ser más polarizable a medida que aumenta el número de electrones y se hace más difusa la nube electrónica. Por nube difusa se entiende una nube electrónica que se distribuye en un volumen considerable, de tal forma que los electrones no están fuertemente unidos al núcleo.


Figura 12. Representación de la interacción dipolo – dipolo inducido (A).

Interacción Ión – Dipolo Inducido (B). Fuerzas de Dispersión. Fuerzas de London.

El carácter polarizable de los gases que contienen átomos o moléculas no polares (por

ejemplo, He y N2) les permite condensarse. En un átomo de helio los electrones se mueven a cierta distancia del núcleo. En un instante cualquiera los átomos pueden tener un momento dipolar generado por las posiciones específicas de los electrones. Este momento dipolar se denomina dipolo instantáneo porque solo dura una pequeña fracción de segundo. En otro instante los electrones cambian de posición y el átomo tiene un nuevo dipolo instantáneo, y así sucesivamente. Sin embargo, en un tiempo promedio, el átomo no tiene momento dipolar por que los dipolos instantáneos se cancelan entre sí.

En un conjunto de átomos de He, es posible que el dipolo instantáneo de un solo átomo

induzca un dipolo en cada uno de sus átomos vecinos. En el siguiente instante, un dipolo instantáneo distinto puede crear dipolos temporales en los átomos de He que lo rodean. El punto importante es que este tipo de interacción produce fuerzas de dispersión, es decir, fuerzas de atracción que se generan por los dipolos temporales inducidos en los átomos o moléculas. A temperaturas muy bajas (y velocidades atómicas reducidas) las fuerzas de dispersión son lo bastante fuertes para mantener unidos a los átomos de He y hacer que el gas se condense. Esto también explica la tracción entre moléculas no polares.

En 1930, Fritz London, ofreció una interpretación de los dipolos temporales desde el punto de vista de la mecánica cuántica. London demostró que la magnitud de esta atracción es directamente proporcional al grado de polarización del átomo o molécula. Como se esperaría, las fuerzas de dispersión pueden ser muy débiles. Esto es válido para el helio, que tiene un punto de ebullición de solo 4,2 K ó –269° C (Observe que el helio tiene solo dos electrones fuertemente unidos al orbital 1s, por lo cual el átomo de helio es poco polarizable). Esto se demuestra en la Figura 13.


Figura 13. Representación de las Fuerzas de

Dispersión o Fuerzas de London entre dos

moléculas no polares.

Las fuerzas de dispersión aumentan con la masa molar. Como las moléculas con mayor molar tienden a tener más electrones, las fuerzas de dispersión aumentan con el número de electrones. Además, una mayor masa molar a menudo refleja un átomo más grande, y es más fácil alterar su distribución electrónica porque el núcleo atrae con menos fuerza a los electrones de las capas más externas.

En muchos casos, las fuerzas de dispersión son comparables o aun mayores que las fuerzas dipolo – dipolo que existen entre las moléculas polares. Para tomar como ejemplo un caso extremo, se comparan los puntos de ebullición de CH3F (– 78,4° C) y del CCl4 (76,5° C). Aunque el momento dipolar del CH3F es de 1,8 D, hierve a una temperatura mucho más baja que el CCl4, una molécula no polar. El CCl4 hierve a mayor temperatura solo porque contiene más electrones. Por consiguiente, las fuerzas de dispersión entre las moléculas de CCl4 son más fuertes que la suma de las fuerzas de dispersión y las fuerzas dipolo – dipolo que existen entre las moléculas de CH3F (recuerde que las fuerzas de dispersión existen entre especies de todo tipo, ya sean neutras, con carga neta, polares o no polares.) El enlace de Hidrógeno.

El enlace de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo – dipolo entre el átomo de

hidrógeno de un enlace polar, como N–H, O–H, F–H, entre otros, y un átomo electronegativo de oxigeno (O), nitrógeno (N) o flúor (F). Esta interacción se escribe como: A–H ∙∙∙∙ B. En donde B representa a O, N o F. y A–H corresponde a una molécula o parte de una molécula. La línea punteada representa al enlace de hidrógeno. Los tres átomos casi siempre están situados en línea recta, pero el ángulo AHB puede desviarse de la linealidad en hasta 30°. Observe que los átomos O, N y F poseen al menos un par de electrones libres capaces de interactuar con el átomo de hidrógeno en el enlace.


La energía promedio de un enlace de hidrógeno es demasiado grande para una interacción

dipolo – dipolo (más de 40 KJ/mol). Por esta razón, los enlaces de hidrógeno tienen un fuerte efecto en la estructura y propiedades de muchos compuestos. Un esquema de este tipo de interacción se muestra en la Figura 14.

Figura 14. Representación de los Enlaces de Hidrógeno en el agua.

La fuerza del enlace de hidrógeno está determinada por la interacción coulómbica entre el par libre de electrones del átomo electronegativo y el núcleo de hidrógeno. Por ejemplo, el flúor es mas electronegativo que el oxígeno, por lo que se esperaría que los enlaces de hidrógeno en el HF líquidos fueran más fuertes que en el H2O. Sin embargo, el HF tiene un punto de ebullición menor que el del agua porque cada molécula de H2O toma parte en cuatro enlaces de hidrógeno intermoleculares. Por tanto, las fuerzas que mantienen unida a las moléculas de H2O son las fuertes que en el HF. En resumen, existen distintos tipos de enlaces entre átomos, los cuales determinan el tipo de interacción que tendrán estas moléculas o iones con otras especies similares o diferentes. A su vez este tipo de interacciones determinan algunas de las propiedades que tendrán estas moléculas. En el siguiente esquema se describen los tipos de enlaces, el tipo de interacción que generan y la energía necesaria para romper esa interacción, la cual puede ser de tipo intramolecular o intermolecular.


Esquema 7. Tipos de interacciones moleculares.


Parte II. Interacciones Moleculares y Química Verde.

1. Principios de la Química Verde.

La Química Verde o Sostenible (Green Chemistry) corresponde al diseño de productos químicos y procesos que reducen o eliminan el uso y generación de sustancias nocivas o contaminantes. El término Green Chemistry fue introducido por Anastas (Anastas, 1998) y describe los esfuerzos de los químicos para desarrollar procesos y productos que prevengan la contaminación y que sean seguros tanto para los seres humanos como para el medio ambiente. Otras definiciones apropiadas para la química sostenible son:

La química sostenible es el uso de principios químicos y metodologías para reducción de los recursos e insumos. Incorpora la prevención de la contaminación en la manufactura de productos químicos, y promueve la prevención de la contaminación y la ecología industrial (Anastas y Warner).

La química sostenible utiliza materias primas (preferentemente renovables), elimina los residuos y evita el uso de reactivos tóxicos y nocivos y disolventes en la manufactura y aplicación de productos químicos. La química sostenible está, por tanto, directamente relacionada con la sostenibilidad. La consecución de la sostenibilidad se logrará con nuevas tecnologías que provean a la sociedad los productos de los que dependemos, de una manera medioambientalmente responsable. El diseño de productos amigables con el medioambiente se guía por los doce principios de la química sostenible enunciados por Anastas y Warner. Los 12 Principios de la Química Verde.

1. Es mejor prevenir la formación de residuos que limpiarlos una vez formados. (Prevención).

2. Los métodos sintéticos deben diseñarse para maximizar la incorporación en el producto

final de todos los materiales usados en el proceso. (Economía atómica).

3. Siempre que sea posible, deben diseñarse metodologías sintéticas que usen y generen sustancias que no sean tóxicas para la salud y el medio ambiente. (Métodos de síntesis menos peligrosos).

4. Los productos químicos deben diseñarse para mantener la eficacia de su función, pero

reduciendo la toxicidad. (Diseño de productos más seguros).


5. El uso de sustancias auxiliares (por ejemplo, disolventes, agentes de separación, etc)

debería ser innecesario en la medida de lo posible e inocuo cuando sean necesarios. (Disolventes y auxiliares más seguros).

6. Los requerimientos energéticos deben ser tenidos en cuenta debido a su impacto

medioambiental y económico, y deben ser minimizados. Los métodos sintéticos deben realizarse a temperatura ambiente cuando sea posible. (Eficacia energética).

7. Las materias primas deben ser renovables cuando sea posible técnica y económicamente.

(Uso de materias primas renovables).

8. Debe evitarse el uso y generación de derivados (grupos bloqueantes, protección/desprotección, modificación temporal de las condiciones físicas/químicas) cuando sea posible. (Reducir el uso de derivados).

9. Los reactivos catalíticos (tan selectivos como sea posible) son mejores que los reactivos estequiométricos. (Catálisis).

10. Los productos químicos deben diseñarse de manera que su función no persista en el

medio ambiente y degradarse a productos inocuos. (Diseño para la degradación).

11. Es necesario desarrollar metodologías analíticas para permitir el análisis a tiempo real, monitorización interna y control previo a la formación de sustancias peligrosas. (Análisis a tiempo real).

12. Deben escogerse las sustancias y la forma de una sustancia utilizada en un proceso

químico de manera que se minimice el potencial de accidentes químicos, incluyendo escapes, explosiones e incendios. (Síntesis químicas más seguras).

Ahora bien, estos 12 principios sirven como guías de trabajo en el desarrollo de la química,

esto es, como un enfoque diferente, al convencional, de hacer las cosas. En ese sentido, hay principalmente 3 principios que se relacionan con el tema de la Teoría de enlace e interacciones moleculares. Estos son: el principio N° 5, el N° 6 y el N° 9.

En el caso del principio N° 5, este indica que el uso de sustancias auxiliares, tales como

disolventes, debiesen ser usadas cuando sean necesarias y dentro de lo posible que estas sustancias deben ser inocuas. En ese sentido, para utilizar el disolvente más adecuado es necesario conocer el soluto que se pretende usar en la reacción y con ello se podrá saber que sustancia es la más adecuada para poder disolverlo, esto permite usar una sustancia auxiliar (disolvente) con los requerimientos específicos logrando con ello minimizar las necesidades energéticas.


En la misma línea, conocer las interacciones intermoleculares que se generará el soluto,

implicará que la elección del solvente será de forma racional y eventualmente se podría elegir un solvente con características catalíticas. Esto significaría tener un disolvente que además de permitir la disolución del soluto también permitiría reducir los requerimientos de energía de la reacción, cumpliendo así con lo estipulado en los principios N° 6 y N° 9. En esa línea están los llamados “Líquidos Iónicos”, solventes conformados por aniones y cationes en estado líquido bajo condiciones estándar de presión y temperatura (25° C de temperatura. 1 atm de Presión).

2. Solvatación de Solutos.

La solvatación es el proceso de asociación de moléculas de un solvente con moléculas o iones de un soluto. Al disolverse este, los iones o moléculas que lo componen se dispersan y son rodeados por moléculas de solvente. A mayor tamaño del ion, más moléculas de solvente son capaces de rodearlo, y más solvatado se encuentra el ion. La razón de ello es que la fuerza electrostática entre el núcleo del ion y la molécula del solvente disminuye de forma marcada con la distancia entre la molécula de solvente y el núcleo del ion, tal como queda establecido por la Ley de Coulomb. De este modo, el ion más pequeño se une fuertemente con el solvente y por ello se rodea de un gran número de moléculas de solvente.

Como fue mencionado, los solventes polares son aquellos con una estructura molecular que contiene dipolos. Las moléculas polares de estos solventes pueden solvatar iones porque pueden orientar la porción parcialmente cargada de la molécula hacia el ion en respuesta a la atracción electrostática, como se muestra en la Figura 15. Esto estabiliza el sistema. El agua es el solvente polar más común y mejor estudiado, pero existen otros, como el acetonitrilo, dimetil sulfóxido, metanol, carbonato de propileno, amoníaco, etanol y acetona. Estos solventes pueden ser usados para disolver compuestos inorgánicos como las sales.

Figura 15. Representación de la solvatación de los

iones sodio (Azul) y cloro (Verde), por medio de

moléculas dipolares de agua (Rojo/Blanco).


La solvatación involucra a diferentes tipos de interacciones moleculares: puente de

hidrógeno, ion-dipolo, atracción dipolo-dipolo o fuerzas de London, las cuales afectan directamente a propiedades como el punto de fusión y ebullición. Las interacciones de puente de hidrógeno, ión–dipolo y dipolo–dipolo sólo pueden estar presentes en solventes polares. Las interacciones ion-ion sólo pueden suceder en solventes iónicos (por ejemplo, líquidos iónicos).

Además de afectar a los puntos de ebullición y de fusión, las fuerzas intermoleculares

determinan la solubilidad de los compuestos orgánicos. La regla general es que lo semejante disuelve a lo semejante, las sustancias polares se disuelven en disolventes polares y las no polares en disolventes no polares. Hay cuatro casos distintos a la hora de considerar los efectos de la polaridad sobre la solubilidad.

Un soluto polar con un disolvente polar: como la disolución del cloruro sódico (soluto polar) en agua (disolvente polar). Se necesita una gran cantidad de energía para separar los iones del cloruro sódico pero el agua puede separarlos porque los solvata. Es decir, las moléculas de agua rodean al ión con el extremo adecuado del dipolo del agua hacia el ión. En el caso del ión positivo, el Na+, el átomo de oxígeno de la molécula de agua es el que se acerca, mientras que los átomos de hidrógeno se acercan a los iones negativos cloruro (Cl–). Como las moléculas de agua son polares se libera una gran cantidad de energía, que junto con el aumento de la entropía, compensa la energía necesaria para romper la red cristalina.

Un soluto polar con un disolvente no polar: como el cloruro sódico (soluto polar) en la gasolina (disolvente no polar). En este caso no se produce la disolución del soluto porque las moléculas no polares de los hidrocarburos que constituyen las gasolinas no solvatan a los iones y no pueden superar la gran energía necesaria para romper la red cristalina.


Un soluto no polar con un disolvente no polar: como la cera de parafina que se disuelve

en gasolina. La cera de parafina está constituida por largas moléculas de hidrocarburo y por tanto son moléculas no polares que se atraen débilmente, y estas atracciones se compensan fácilmente con las atracciones de van der Waals con el disolvente. Aunque hay poco cambio energético cuando la sustancia no polar se disuelve en el disolvente no polar, hay un gran aumento de la entropía, que hace que el proceso sea favorable.

Un soluto no polar con un disolvente polar: como la cera de parafina y el agua. Las moléculas no polares sólo se atraen débilmente y se necesita poca energía para separarlas. El problema es que las moléculas de agua se atraen fuertemente entre sí, por puentes de hidrógeno. La molécula no polar debería desplazar a estos enlaces, pero casi no se libera energía de solvatación. La red de puentes de hidrógeno de las moléculas de agua excluye a las moléculas de parafina.

Solventes

El diseño de disolventes amigables con el medio ambiente y sistemas sin disolvente son

áreas de gran interés cuya investigación se está desarrollando notablemente en los últimos años. Los disolventes orgánicos se utilizan en grandes cantidades en la síntesis, separación y purificación de productos químicos.


La gran mayoría de ellos se consideran compuestos orgánicos volátiles (VOCs) o

polucionantes peligrosos (HAPs), ya que además de ser volátiles e inflamables, también pueden llegar a ser tóxicos o carcinogénicos. En ese sentido, el uso de fluidos supercríticos como el dióxido de carbono ha tenido gran éxito en la investigación y la industria. El dióxido de carbono presenta numerosas ventajas, no es tóxico, no es inflamable y es barato, y puede separarse del producto por despresurización. Su temperatura y presión crítica es muy accesible (Tc = 31.1°C, Pc = 74 bar). El agua es el disolvente benigno por naturaleza.

Por otro lado, existen actualmente un gran número de reacciones orgánicas llevadas a cabo en disolventes orgánicos que también pueden realizarse en agua. El agua se ha utilizado a unas temperaturas inferiores a 100°C para aprovechar su efecto hidrofóbico, mientras que se ha empleado a temperaturas cercanas a su punto crítico (Tc = 374°C) como disolvente pseudo-orgánico y con fines degradativos. A 300°C, la constante dieléctrica del agua (ε’ = 20) es similar a la que presenta la acetona a temperatura ambiente, por lo que se convierte en un disolvente pseudo-orgánico. Por otra parte, el valor del producto iónico del agua pasa de 10–14 a 20°C a 10–10 a 300°C, por lo que se convierte en un ácido y base fuerte y puede utilizarse como tal, evitando el empleo de ácidos y bases minerales altamente contaminantes.

Los líquidos iónicos representan un área de investigación muy atractiva. Son disolventes muy polares que pueden dar lugar a reacciones nuevas no conocidas previamente. Pueden diseñarse específicamente para variar sus propiedades o como disolventes funcionales que participen en la reacción. Su característica medioambiental principal es que tienen una presión de vapor despreciable, es decir, no son volátiles. El principal inconveniente es que su toxicidad no es conocida y debe ser tenida en cuenta. Los disolventes fluorados son sistemas particularmente atractivos. A temperatura elevada son miscibles con disolventes orgánicos, pero a temperatura ambiente son inmiscibles con agua y disolventes orgánicos.

De esta manera, pueden realizarse reacciones bi- o trifásicas donde el producto permanezca en una fase y el catalizador en otra. Así se elimina la necesidad de separaciones (cromatográficas, destilaciones, etc) que son costosas, tanto por el empleo de disolventes como por el consumo energético.


3. Catálisis de Reacciones Químicas.

La catálisis es el proceso por el cual se aumenta la velocidad de una reacción química, debido a la participación de una sustancia llamada catalizador, el cual no se modifica durante la reacción química, lo que lo diferencia de un reactivo.

La catálisis interviene en muchos procesos industriales. Así mismo, la mayoría de los procesos “biológicamente” significativos son catalizados. La investigación en catálisis es uno de los principales campos en ciencia aplicada e involucra muchas áreas de la química. La catálisis es importante para muchos aspectos de las ciencias ambientales, por ejemplo, en el convertidor catalítico de los automóviles y la dinámica del agujero de la capa de ozono. Así mismo, las reacciones catalíticas son las preferidas en la química verde para un medioambiente amigable debido a la reducida cantidad de residuos que genera en lugar de las reacciones estequiométricas en las que se consumen todos los reactivos y se forman más productos secundarios.

El catalizador más común es el protón (H+), así como también muchos metales de transición y los complejos de los metales de transición. Por otro lado, las enzimas corresponden a los catalizadores en Biología.

Conceptualmente el catalizador funciona proporcionando un camino de reacción alternativo al producto de reacción. En ese sentido, la velocidad de la reacción aumenta a medida que esta ruta alternativa tiene una menor energía de activación que la ruta de reacción no mediada por el catalizador. Por lo tanto, más colisiones moleculares tienen la energía necesaria para alcanzar el estado de transición. Es decir, El catalizador estabiliza el estado de transición más que de los que estabiliza el material inicial, disminuyendo la barrera cinética al reducir la diferencia de energía entre el material inicial y el estado de transición. En consecuencia, los catalizadores permiten reacciones que de otro modo estarían bloqueadas o ralentizadas por una barrera cinética. (Figura 16)

Los catalizadores no cambian el rendimiento de una reacción, ya que no tienen efecto en el equilibrio químico de una reacción, debido a que la velocidad, tanto de la reacción directa como de la inversa, se ven afectadas igualmente. Este hecho es consecuencia de la segunda ley de la termodinámica1.

1 Supongamos que hay un catalizador que modifica el equilibrio. La introducción del catalizador en el sistema daría lugar

a la reacción para ir de nuevo al equilibrio, produciendo energía. La producción de energía es un resultado necesario, puesto que las reacciones son espontáneas sí y sólo sí se produce energía libre de Gibbs, y si no hay una barrera energética no hay necesidad de un catalizador. En consecuencia, la eliminación del catalizador también resultaría en una reacción, produciendo energía; esto es, tanto la adición, como su proceso inverso, la eliminación, producirían energía. Así, un catalizador que pudiera cambiar el equilibrio sería un móvil perpetuo, en contradicción con las leyes de la termodinámica.


Figura 16. Comparación de perfiles de energía entre una reacción no catalizada

y una reacción catalizada.

Por otro lado, si un catalizador cambia el equilibrio, entonces debe consumirse a medida que avanza la reacción, y por lo tanto también es un reactivo. Algunos ejemplos ilustrativos son la hidrólisis de los ésteres catalizada por bases, donde el ácido carboxílico producido reacciona inmediatamente con el catalizador base, y así el equilibrio de la reacción se desplaza hacia la hidrólisis.

La unidad derivada del sistema internacional de medidas (SI), para medir la actividad catalítica de un catalizador es el “katal”, que es igual a “moles por segundo”. La actividad de un catalizador puede ser descrita por el número de conversiones, o TON (del inglés turn over number), y la eficiencia catalítica por la frecuencia de conversiones, TOF (del inglés turn over frequency).

La naturaleza química de los catalizadores es tan diversa como la catálisis misma, aunque

pueden hacerse algunas generalizaciones. Los ácidos próticos son probablemente los catalizadores más ampliamente usados, especialmente para muchas reacciones que involucran agua, incluyendo la hidrólisis y su inversa.


Los sólidos multifuncionales a menudo suelen ser catalíticamente activos, por ejemplo las

zeolitas, la alúmina y ciertas formas de carbono grafítico. Los metales de transición son utilizados a menudo para catalizar reacciones redox (oxigenación, hidrogenación). Muchos procesos catalíticos, especialmente los que involucran hidrógeno, requieren metales del grupo del platino.

Dentro del área de la biocatálisis está la posibilidad de utilizar enzimas en disolventes orgánicos, y por tanto de catalizar reacciones orgánicas. Esta forma de catálisis abrió un campo muy novedoso que se ha desarrollado notablemente a nivel de investigación y de producción. El empleo de microorganismos, levaduras, anticuerpos monoclonales, células, organismos modificados genéticamente, sistemas recombinantes, así como la posibilidad de utilización de biocatálisis en condiciones extremas, por ejemplo a presión, son áreas de gran importancia en química sostenible.

En síntesis, la catálisis se considera el “pilar fundacional” de la química sostenible. Las reacciones catalíticas reducen el consumo de energía, disminuyen las necesidades de separación como consecuencia del aumento en los rendimientos y la selectividad. Por otra parte, reducen las cantidades de reactivos y permiten el uso de materias primas renovables. Finalmente, la catálisis permite el uso de reactivos menos tóxicos, por ejemplo, la posibilidad de utilizar peróxido de hidrógeno como agente oxidante en lugar de oxidantes minerales altamente tóxicos.

4. Solvatación y Catálisis.

Las catálisis pueden ser de diversos tipos. Se llama catálisis homogénea cuando el catalizador y el sistema reactivo forman un sistema homogéneo con una sola fase, como se ha observado en algunas reacciones en fase gas y en disolución, entre las que se destaca la llamada catálisis ácido-base. Se llama catálisis heterogénea cuando el catalizador forma una fase distinta al sistema reactivo, como ocurre con los catalizadores sólidos, que incrementan la velocidad de reacciones en fase gas o, a veces, en disolución. Este tipo de catálisis es más específica y la velocidad de las reacciones es función de la superficie y no de la masa del catalizador.

Existe también otro importante tipo de catálisis, la denominada catálisis enzimática, que se produce, sobre todo, en reacciones de tipo bioquímico, por la acción de las enzimas, que son proteínas que normalmente forman una disolución coloidal dentro del sistema reactivo. Asimismo, un fenómeno frecuente en las reacciones de disolución es la denominada autocatálisis, cuando el catalizador viene a ser uno de los productos de la reacción. En este caso, la reacción comienza lentamente, para ir acelerándose a medida que aumenta la concentración del catalizador.


Son muy numerosas las reacciones químicas inorgánicas y orgánicas en disolución en las que

se ha comprobado que determinadas especies, también disueltas en el mismo sistema homogéneo en que ocurre la reacción, pueden contribuir a incrementar de forma notable su velocidad, a consecuencia de un típico proceso de catálisis homogénea. Los procesos de catálisis homogénea en disolución pueden corresponder a uno de los cuatro tipos característicos siguientes.

a. Catálisis por transferencia de electrones. En ella los catalizadores son generalmente especies iónicas que corresponden a alguno de los diversos grados de oxidación de un determinado elemento.

b. Catálisis específica ácido-base. En ella los catalizadores son propiamente los iones H+ y OH–procedentes de la ionización de ácidos y bases, sin que los respectivos aniones de estos ácidos o los cationes de estas bases presenten capacidad catalítica.

c. Catálisis general ácido-base. Es la producida por procesos de transferencia de protones

entre los catalizadores que se han de considerar como ácidos o bases de Brönsted, frente al sustrato que tiene carácter de base o de ácido de Brönsted.

d. Catálisis electrofílica y nucleofílica. Es la producida mediante procesos de formación de

uniones dativas, cuando los catalizadores tienen el carácter de bases o, a veces, de ácidos de Lewis, y las moléculas del sustrato actúan como ácidos o bases de Lewis. Dentro de este tipo de catálisis se debe incluir la que producen ciertos iones metálicos con capacidad para formar complejos con las moléculas del sus trato, que actúan de ligandos, o la catálisis debida a ciertas moléculas con defecto o exceso de electrones, capacitadas también para formar enlaces de estos tipos.

De lo anterior se puede ver que muchos procesos catalíticos se llevan a cabo en fase líquida, razón por la cual se hace necesario conocer los tipos de interacciones que tendrán entre sí, las moléculas o iones de soluto con las del solvente. Junto con ello, muchos de los solventes utilizados en diversas reacciones, no solo actúan como solventes sino que también como catalizadores, lo cual se explica a través de las diversas interacciones intermoleculares que existen entre las partículas de soluto y solvente.


Parte III. Trabajo Práctico.

1. Objetivos de la actividad.

• Comprender los conceptos la teoría de enlace.

• Conocer y comprender los distintos tipos de enlaces e interacciones intermoleculares.

• Relacionar los conceptos de la teoría de enlaces con los conceptos de la Química Verde.

2. Conceptos asociados en la actividad.

• Interacciones intermoleculares entre soluto y solvente.

• Reconocimiento de catálisis homogénea en medio ácido.

• Racionalización de usos de solventes según los tipos de interacciones intermoleculares.

3. Materiales y reactivos.

Este trabajo práctico se debe realizar en grupos de 2 o tres personas. Cada uno de los cuales

contará con una bandeja de materiales necesarios para el desarrollo de la experiencia. Los reactivos e insumos serán entregados por los docentes, esto con el fin de que dentro de lo posible que no se generen gastos excesivos para no tener desechos excesivos.

Es conveniente tener un mesón con todos los reactivos e insumos, y con los materiales necesarios para que puedan retirar los insumos del laboratorio. A su vez, es necesario recalcar que este trabajo práctico cuenta con dos partes independientes entre sí, razón por la cual se sugiere comenzar por la que reviste mayor tiempo de preparación inicial.

Materiales y Reactivos.

1. Acetona 150 mL por Grupo. 2. Agua destilada 150 mL por Grupo. 3. Etanol 150 mL por Grupo. 4. Ácido Acético 150 mL por Grupo. 5. Parafina 150 mL por Grupo. 6. Aceite de Cocina 150 mL por Grupo. 7. Solución de Agua con Colorante 300 mL por Grupo 8. Cloruro de Sodio 3 g por grupo


9. Velas 1 vela por grupo 10. Vasos de Plumavit 3 Vasos por grupo. 11. Vaso de precipitado 6 Vasos de 150 mL por grupo. 12. Vaso de precipitado 3 Vasos de 250 mL por grupo. 13. Plumón permanente 1 Plumón por grupo. 14. Huevos. 1 Huevo por grupo. 15. Pinzas 1 Pinza por grupo. 16. Pipeta parcial 1 Pipeta de 10 mL por Grupo 17. Tijeras o Cartonero 1 Cartonero por grupo 18. Probeta 1 Probeta de 100 mL por Grupo

4. Metodología.

Actividad I. (Comenzar por esta actividad)

1. Marque en 3 vasos de vidrio de 250 ml con la cantidad de vinagre que verterá en

cada uno de ellos: 0, 2 y 5 ml. 2. Después de que agregue el vinagre especificado vierta en cada uno de los vasos

100 ml de la disolución de colorante. 3. Escriba en cada cáscara de huevo la cantidad de vinagre que contiene el vaso

donde se le sumergirá e introdúzcala en él. 4. Después de 10 min saque las cáscaras y compare la intensidad del color que

adquirió cada cáscara.

Actividad II. (Durante los 10 minutos de la actividad anterior, comenzar esta otra)

1. Coloque en el plato acetona hasta la altura de dos centímetros. 2. Introduzca en la acetona los vasos de plumavit, uno por uno, y observe. 3. Saque el polímero del plato y oprímalo para quitar el exceso de acetona. 4. Recupere el disolvente en un frasco; tape el recipiente y etiquételo. 5. Moldee el poliestireno que obtuvo en forma de barco, cubo, pelota o cualquier

otra figura. 6. Permita que la acetona se evapore completamente y observe la flexibilidad y la

dureza del material cuando esté seco. 7. ¿Qué le sucedió a los vasos? ¿Cómo lo explica? ¿La acetona disuelve el poliestireno

o sólo rompe la espuma?


Parte III. Ficha de trabajo.

1. Observaciones sustraídas de la actividad.

2. Explicación de las observaciones.

3. Principio de la Química Verde abordado.

4. Aprendizajes obtenidos. Conclusiones preliminares.

5. Preguntas y Cuestionamientos.


Referencias.

1. Anastas, P.T. y Warner, J.C. (1998). Green Chemistry: Theory and Practice. Ed. Oxford. 2. Anastas, P.T. y Kirchhoff, M.M. (2002). Origin, Current Status, and Challenges of Green

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Assessment Review. 24: 755-799. 4. Lancaster, M. (2002) Green Chemistry: an Introductory text. Ed. Royal Society of

Chemistry. 5. Química. La ciencia central T.L. Brown, H.E. LeMay Jr., B.E. Bursten, C.J. Murphy, P.

Woodward . Ed. Pearson, 11ª Edicion, 2009. 6. Química, R. Chang, Ed. Mc Graw Hill, 10ª Edición, 2010. 7. Química General R.H. Petrucci, W.S. Harwood, F.G. Herring, Ed. Pearson Educación

(Prentice Hall), 8ª Edicion, 2003. 8. Introducción a la nomenclatura de sustancias químicas, W.R. Peterson., Ed. Reverte, 2010. 9. Técnicas experimentales en Síntesis Orgánica, M.A Martínez Grau, A. G. Csákÿ. Ed. Síntesis. 10. a b W.P. Jencks, “Catalysis in Chemistry and Enzymology” McGraw-Hill, New York, 1969.

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Enzymatic Catalysis” Wiley-Interscience, Hoboken, U.S., 1984 ISBN 0-471-05991-9 12. The 12 Principles of Green Chemistry. United States Environmental Protection Agency. 13. «Genie in a Bottle». University of Minnesota. 14. Masel, Richard I. “Chemical Kinetics and Catalysis” Wiley-Interscience, New York, 2001.

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18. Arno Behr “Organometallic Compounds and Homogeneous Catalysis” Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2002, Wiley-VCH, Weinheim. Doi 10.1002/14356007.a18_215.

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