texto para el estudiante quimica 2º medio

Nombre:

Establecimiento Educacional:

Profesor/a:

Año:

© Química 2º Año Medio

Autora: María Isabel Cabello Bravo.

Licenciada en Educación. Profesora de Química.

Universidad Metropolitana de Ciencias de la Educación.

Magíster en Ciencias de la Educación.

Universidad Mayor.

2009 Ediciones Cal y Canto

N° de inscripción: 167.011

ISBN: 978-956-8623-20-3



ISBN: 978-956-8623-20-3



ISBN: 978-956-8623-20-3

Director Editorial: Jorge Muñoz Rau

Editora Jefe: Alicia Manonellas Balladares

Editora: Patricia Morales Inostroza

Diseño: María Jesús Moreno Guldman

Diagramación digital: Rodolfo Acosta Castillo

Fotografías: Banco de Fotos de Ediciones Cal y Canto

Corrector de pruebas y estilo: Alejandro Cisternas Ulloa

Jefe de Producción: Cecilia Muñoz Rau

Asistente de Producción: Lorena Briceño González

El presente libro no puede ser reproducido ni en todo ni en parte, ni archivado, ni transmitido por

ningún medio mecánico, electrónico, de grabación, CD-Rom, fotocopia, microfilmación u otra

forma, sin la autorización escrita del editor.

La materialidad y fabricación de este texto está certificado por el IDIEM - Universidad de Chile.

Impreso RR Donnelley

Se terminó de imprimir esta reimpresión de 239.150 ejemplares en el mes de diciembre de 2010.

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Q U I M I C A 2ºmedio

T E X T O P A R A E L E S T U D I A N T E

M a r í a I s a b e l C a b e l l o B .

Licenciada en Educación.

Profesora de Química.

Magíster en Ciencias de la Educación.

4

Sección de tamaño variable que te

permite desarrollar y practicar las

habilidades de pensamiento y de

proceso relacionadas con el

tratamiento de los contenidos.

DESAFÍO

CIENTÍFICO

ENTRADA DE TEMA

Presenta los Contenidos Mínimos Obligatorios

acompañados de imágenes representativas, y

un organizador gráfico conceptual con una

sección de activación de conocimientos previos.

CIENCIA EN ACCIÓN

A través de grupos de trabajo colaborativo o en

forma individual, tendrás un acercamiento

práctico a los contenidos. Es importante que

seas cuidadoso y observes las indicaciones de

seguridad presentes en cada actividad.

REVISTA CIENTÍFICA

Aquí te encontrarás con interesantes lecturas

del ámbito científico, siempre en el contexto

de los temas que se están abordando.

ENTRADA DE UNIDAD

Se presenta una introducción de la Unidad

acompañada de imágenes representativas y

motivadoras junto a los Contenidos Mínimos

Obligatorios. También encontrarás los

aprendizajes esperados.

ENTRADA DE UNIDAD

Se presenta una introducción de la Unidad

acompañada de imágenes representativas y

motivadoras junto a los Contenidos Mínimos

Obligatorios. También encontrarás los


ESTRUCTURA DEL TEXTO

MetacogniciónPequeña sección orientada

hacia la reflexión sobre el

propio aprendizaje para

desarrollar habilidades

metacognitivas.

5

SÍNTESIS

Esta página te será de gran ayuda, ya que en

ella encontrarás los conceptos relevantes que

te permiten consolidar tu aprendizaje.

CAMINO A...

Te permite ensayar para rendir pruebas

nacionales o internacionales.

REVISEMOS LO APRENDIDO

Al final de cada tema te encontrarás con la

posibilidad de evaluar tus aprendizajes para

saber cuál ha sido tu grado de avance y qué

tienes que reforzar.

S A B Í A S Q U E :

En esta entretenida sección podrásenterarte de datos curiosos o de lasdiversas conexiones que tienen loscontenidos tratados con situacionesde nuestra vida diaria.

MÁS QUE QUÍMICA

Relaciona el contextohistórico con el avance de laciencia en el mundo de hoy.

En http://Bajo este nombre te entregamos

páginas Web, donde puedes

encontrar material complementario o

de profundización a los temas.

6

UNIDAD 4Disoluciones

Tema 1Disoluciones químicas

166

168

Tema 2Ácidos y bases

206

Disoluciones 172

Solubilidad 175

Concentraciones en disoluciones 176

Cantidad de sustancia y número de átomos 180

Estequiometría 188

Propiedades coligativas de las disoluciones 194

Lo cítrico y lo amargo 209

Teorías ácido-base 210

Concepto de pH 214

Cálculo de pH en ácidos y bases fuertes y débiles 219

Neutralización 222

Amortiguadores 225

Tema 1Hidrocarburos

98

El carbono 103

Los hidrocarburos 107

Hidrocarburos cíclicos 118

Hidrocarburos de cadenas ramificadas 124

Isomería 127

Contenidos

UNIDAD 2Enlace químico

Tema 1El átomo

10

Tema 1Los átomos se unen

66

UNIDAD 1Modelo atómico de

la materia

Tema 1El átomo

12

64

14

Tema 2Propiedades periódicas

40

• Bibliografía: 232

UNIDAD 3Química orgánica

Tema 2Grupos funcionales

136

El átomo 19

Modelo mecanocuántico del átomo 29

La configuración electrónica 35

Tabla periódica 45

Metales, no metales y metaloides 51

Propiedades periódicas 53

Hacia el concepto de enlace químico 71

Símbolos de Lewis 72

El enlace químico 74

Estereoquímica - Geometría molecular 83

Polaridad molecular 87

Interacciones moleculares 89

Funciones orgánicas 139

Compuestos orgánicos polifuncionales 154

96

ÍNDICE

7

Disoluciones 169

Preparación de disoluciones molares 183

Propiedades coligativas 192

Ácidos y bases 207

Amortiguadores o disoluciones buffer 223

Mezclas de vital

importancia 203

Sistemas amortiguadores

de importancia vital 227

Revisemos lo aprendido

Tema 2 228

Síntesis de la Unidad 4 230

Camino a... 231


Tema 1 204

Autoevaluación: 205


Compuestos orgánicos e inorgánicos 99 El combustible de nuestro

cuerpo 133


Tema 1 134


Actividad exploratoria Revista científica Evaluación y síntesis Autoevaluación

Modelos atómicos 15 Tres hombres que

marcaron el destino

de las ciencias químicas 37

Revisemos lo aprendido:

Tema 1 38

Autoevaluación 39

Sistema periódico de los elementos 41

Propiedades de los elementos 48

Importancia de

oligometales ionizados

en los seres

vivos 59

Revisemos lo apredido:

Tema 2 60


Camino a... 63

Autoevaluación: 61

Reacciones químicas. Rompiendo y

formando enlaces 67

Reconocimiento de grupos funcionales 137

Destilación de bebida alcohólica 144

La teoría cuántica de

Max Planck 91

La principal fuente

de energía 161

Revisemos lo aprendido 92


Camino a... 95


Tema 2 162


Camino a... 165

Autoevaluación: 93


8

Diseño experimental yexperimentación

Formulación de hipótesis

Somos capaces de percibir a todos los seres vivos y objetos inertes que están a

nuestro alrededor haciendo uso de nuestros órganos de los sentidos: vemos,

escuchamos, olemos, gustamos y sentimos todo cuanto está a nuestro alrededor, y

nos planteamos preguntas de nuestra realidad.

Esta búsqueda del conocimiento debe estar acompañada de estrategias, vale decir,

de formas de elegir, coordinar y aplicar procedimientos para encontrar la respuesta a

un problema.

El avance de las ciencias, que es una forma de ver el mundo, en general y en especial

de la química, ha sido vertiginoso, exitoso y a expensas de largos periodos de trabajo

individual y colectivo.

Es precisamente la acumulación de los conocimientos obtenidos a partir del trabajo

científico, la que permite comprender hechos cotidianos, curar enfermedades,

mejorar procesos industriales, etc.

A medida que avances en este texto, conocerás y aplicarás muchas de las destrezas que

emplean los científicos en su trabajo diario, y te darás cuenta de que muchas de ellas ya

las utilizas. En las actividades planteadas en este texto podrás practicar y desarrollar

habilidades científicas que te permitan comprender informadamente fenómenos

naturales, buscar respuestas y soluciones a los problemas que se presentan a diario.

LA ENSEÑANZA DE LAS CIENCIAS

Para desarrollar estas destrezas aplicaremos la metodología de la indagación, que

considera las etapas de: Focalización - Exploración - Comparación - Aplicación.

Etapas que pondrás en práctica cuando realices “Ciencia en acción”, de modo que,

cuando observes, plantees las preguntas de la investigación y formules hipótesis, te

encontrarás en la etapa de Focalización. Estarás en la etapa de Exploración cuando

realices el diseño de la investigación, experimentes y realices tus observaciones.

Establecerás la etapa de Comparación cuando recopiles, ordenes la información y

analices los datos y, por último, realizarás la etapa de Aplicación cuando formules tus

conclusiones y evalúes tu trabajo.

Focalización

Exploración

Observación

Preguntas de investigación

Registro de las observaciones

Comparación

Recopilar y ordenar datos

Análisis de datos

Aceptar o rechazar la (s) hipótesis

Contrastar los resultados con la (s) hipótesis

Aplicación

Concluir y comunicación de los resultados

Evaluación del trabajo realizado

Metodología de laindagación

“Ciencia en acción”

9

Las normas de seguridad en el laboratorio serán acordadas con tu profesor(a); no obstante,

ten presente las siguientes normas básicas:

1. Usa un delantal blanco para cuidar la ropa de reactivos que sean corrosivos o

puedan mancharla.

2. Lee con atención las instrucciones antes de comenzar a hacer las actividades propuestas.

3. Cuando trabajes en equipo, verifica que cada integrante tenga claro sus roles en la

actividad experimental.

4. La mesa de trabajo debe estar siempre limpia y ordenada.

5. Los residuos inservibles y los productos sólidos de desecho no deben abandonarse sobre la

mesa ni arrojarse al suelo o al desagüe, sino únicamente a la basura o a los recipientes

habilitados para ello.

6. Si salpica a tu cuerpo, manos, ojos, alguna sustancia, infórmale de inmediato a tu

profesor(a). Recuerda usar guantes o anteojos de seguridad cuando se indique.

7. Nunca debe calentarse con el mechero un líquido que produzca vapores inflamables.

Cuando se caliente un tubo de ensayo, debe cuidarse que la boca del tubo no se dirija

hacia ninguna persona cercana.

8. Nunca deben dejarse los reactivos cerca de una fuente de calor.

9. Cualquier situación imprevista infórmala a tu profesor(a); por ejemplo: derrame de

sustancias, quiebre de material de vidrio o cualquier duda que surja durante el

desarrollo de la actividad.

10. No tomes ningún producto químico que el profesor(a) no te haya proporcionado.

11. No huelas, pruebes o toques con la manos ningún reactivo.

12. Los ácidos requieren un cuidado especial. Cuando quieras diluirlos, mézclalos, cuidando que

el ácido sea depositado sobre el agua.

13. Los productos inflamables (gases, alcohol, éter, etc.) no deben estar cerca de fuentes de

calor. Si hay que calentar tubos con estos productos, se hará a baño María, nunca

directamente a la llama. Realizar estos procedimientos bajo campana.

14. Existen símbolos que se utilizan en las etiquetas de los envases que contienen los reactivos

para indicar el grado de peligrosidad de los mismos:

a. Explosivas: Sustancias que pueden explosionar bajo el efecto de una llama.

b. Comburente: Sustancias que, en contacto con otras, originan una reacción fuertemente

exotérmica, es decir, liberando calor.

c. Tóxicas: Sustancias que por inhalación, ingestión o penetración cutánea pueden

entrañar riesgos graves, agudos o crónicos e incluso la muerte.

d. Irritantes: Sustancias no corrosivas que por contacto inmediato, prolongado o repetido

con la piel o mucosas pueden provocar una reacción inflamatoria.

e. Inflamables: Subdivididas como:

- Extremadamente inflamables: Sustancias cuyo punto de ignición sea inferior a

0 °C y su punto de ebullición inferior o igual a 35 °C.

- Fácilmente inflamables: Sustancias que a temperatura ambiente en el aire pueden inflamarse.

f. Corrosivas: Sustancias y preparados que en contacto con los tejidos vivos puedan

ejercer sobre ellos una acción destructiva.

15. Cuando trabajes con aparatos eléctricos verifica que los cables no estén cerca de tus pies y

no los desenchufes tirando el cable.

16. Finalmente, cuando termines de trabajar:

a. Desecha los reactivos según las indicaciones que se sugieren en el texto y/o consulta a

tu profesor o profesora.

b. Limpia o lava, si corresponde, los materiales.

c. Deja limpio tu lugar de trabajo.

¡Manos a la obra! Con estas consideraciones tu trabajo y el de tus compañeros –

científicos será exitoso y aprenderás química de forma entretenida.

NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

IRRITANTE

INFLAMABLE

COMBURENTE

EXPLOSIVO

CORROSIVO

TÓXICO

10

Observación

Gracias al uso de tus sentidos, podrás percibir objetos y sucesos. La observación

metódica de un fenómeno u objeto en estudio te permitirá, además, desarrollar

otras habilidades importantes del proceso científico, como inferir, comparar, clasificar

y medir. A partir del proceso de observación surgirá naturalmente una pregunta que

guiará el proceso de investigación.

Medir y recopilar datos

En la búsqueda de respuestas para la pregunta de investigación, deberás medir y

recopilar datos del fenómeno u objeto en estudio. Para ello usarás diferentes medios

e instrumentos.

Diseñar, elaborar y usar modelos

Para observar el fenómeno u objeto de estudio emplearás diversos medios, siendo

uno de los más comunes los modelos, que son interpretaciones a escala de cosas

muy pequeñas o muy grandes. Por ejemplo, el modelo del átomo. Como no puedes

manipular un átomo, harás un modelo de él, aumentando su tamaño ¡millones de

veces! Esto, además, te permitirá poner en práctica la creatividad. De hecho, los

experimentos en sí mismos son modelos que te harán obtener respuestas.

Predicción

Incluso, antes de poner a funcionar tu modelo o un experimento, hurgando en tus

conocimientos y experiencias, además de la información que te entregue la

observación, podrías predecir lo que sucederá.

Inferencia

Formarás tu propio juicio a partir de la observación y del razonamiento. Esta

inferencia es válida, pero no siempre correcta, razón por la cual tu juicio se

transforma en una hipótesis, la que deberás necesariamente poner a prueba para

saber si es o no correcta.

Formular hipótesis

Las hipótesis son suposiciones sobre la relación existente entre variables que

explican el comportamiento de un objeto o que influyen en un hecho. Al

experimentar podrás confirmarla o no. Si no puedes comprobarla, será necesario que

formules una nueva y vuelvas a ponerla a prueba.

Identificar y controlar variables

En cursos anteriores has aprendido que existen dos tipos de variables: las

independientes (causas) y las dependientes (efectos). Al identificar las variables en un

trabajo experimental podrás controlarlas y ver qué ocurre con el objeto o hecho

estudiado, es decir, cómo se comporta la independiente y qué efecto tiene sobre la

dependiente.

Experimentar

Como te has podido dar cuenta, experimentar te permitirá observar la validez de la

hipótesis planteada. Para ello realizarás diferentes procesos, utilizando instrumentos y

reactivos para controlar variables, realizar observaciones, medir y recopilar datos.

HABILIDADES CIENTÍFICAS QUE TRABAJARÁS EN EL TEXTO

11

Presentar datos y resultados

Los datos obtenidos (no sólo en actividades experimentales, también en actividades

teóricas y prácticas) podrás presentarlos en tablas, gráficos o esquemas para mostrar

ordenada y coherentemente los resultados obtenidos.

Sacar conclusiones y comunicar

Basándote en los datos obtenidos y la presentación de los resultados, podrás sacar

conclusiones gracias al análisis que hagas de ellos, las cuales deberás comunicar para

compartir tus aprendizajes con otros compañeros–científicos.

Todo lo anterior será posible sólo si trabajas individualmente o en equipo con

responsabilidad, efectividad y eficiencia. Cuando trabajas así, logras alcanzar los

aprendizajes esperados, pues tú y todos los de tu equipo se involucran en la

aventura de “aprender ciencias”.

Ten presente los siguientes consejos cuando debas realizar un trabajo en equipo:

1. Objetivo claro y común: Cada uno de los integrantes del equipo sabe qué hacer

y por qué lo harán.

2. Responsabilidad: Cada integrante sabe que su trabajo es fundamental para el

éxito del equipo y, por ende, actúa con responsabilidad y sentido del deber,

considerando que sus acciones inciden en el bienestar de todos los miembros.

Por ejemplo, al respetar las normas de seguridad en laboratorio.

3. Organización: Se distribuirán todas las tareas que emanen de una actividad. Esto

no significa que dividirán los trabajos parcializadamente, haciendo responsable a

cada uno de una determinada parte; por lo contrario, se organizarán para que

todos y cada uno conozca las diferentes etapas y resultados del trabajo y así

puedan suplir las necesidades que emerjan si uno de los integrantes se ausenta.

4. Coordinación: Cada uno de los integrantes sabe la actividad que debe realizar,

se ha preocupado de estar informado(a) y actúa en conjunto con sus

compañeros– científicos.

5. Rotación: Las tareas deberán rotar entre los integrantes del equipo en cada

actividad para que todos puedan desarrollar y practicar las habilidades asociadas

a la tarea. Por ejemplo: observar, medir, presentar resultados, comunicar, etc.

UNIDAD 1

Modelo atómico de la materia

Introducción

¿Cómo está constituida la materia? es una pregunta que

tiene tantos años como la propia humanidad. Desde los

filósofos de la antigua Grecia hasta los grandes científicos

de nuestra era han basado su trabajo en este

cuestionamiento y en las respuestas que a lo largo de la

historia se han obtenido, llegando a una gran conclusión:

“la materia está constituida por átomos”.

En la actualidad, sabemos que la materia está constituida

por átomos, pero ¿cómo son?, ¿qué características tienen?

El modelo atómico de la materia ha logrado dar respuesta a

los cuestionamientos antes planteados, permitiendo a los

científicos avanzar vertiginosamente en la explicación cabal

de gran número de fenómenos cotidianos y extraordinarios,

como es la energía nuclear, la transmutación de los

elementos y de algo tan simple como la preparación de

una taza de café.

Te preguntarás, entonces, ¿qué es el modelo atómico? Tal

como su nombre lo indica, es una aproximación a la

realidad del átomo, que se ha construido gracias al aporte

de las ciencias físicas, la matemática y la química.

Estudiarás en esta Unidad:

• Modelo atómico de la materia.

• El átomo.

• Propiedades periódicas de los elementos.

• Modelos de enlace.

Al finalizar esta Unidad se espera que aprendas a:

• Reconocer que toda la materia consiste en

combinaciones de una variedad de átomos que están

constituidos por un núcleo y electrones e identificar los

dos elementos más abundantes en el Universo, en la

corteza terrestre, en la atmósfera y en el cuerpo humano.

• Relacionar el número de protones en el núcleo con un

determinado elemento del sistema periódico,

estableciendo que el número de electrones en el

átomo neutro es igual al número de protones en el

núcleo, y a aplicar este principio a la determinación de

la carga eléctrica de iones monoatómicos.

• Conocer la descripción elemental de algunos modelos

atómicos precursores de la teoría moderna del átomo

y a valorar su importancia histórica.

• Conocer los nombres y símbolos de los primeros diez

elementos del sistema periódico, a construir sus

configuraciones electrónicas y, de acuerdo con su

posición dentro del período, a hacer una predicción

razonable acerca de si sus características serán

metálicas o no metálicas.

• Reconocer que muchas de las propiedades de los

elementos se repiten periódicamente, y a valorar el

ordenamiento de los elementos en el sistema

periódico como el resultado de un proceso histórico

en la búsqueda de sistematizar y ordenar una gran

cantidad de información.

• Distinguir las propiedades de radio atómico, energía de

ionización, afinidad electrónica y electronegatividad y a

reconocerlas como propiedades periódicas.

• Desarrollar habilidades de observación, razonamiento

e investigación, así como las de exposición y

comunicación de resultados experimentales o de

indagación, que te permitirán comprender la realidad

desde una perspectiva científica.

13

TEMA 1

14

UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA

El átomoEl conocimiento del modelo del átomo te permitirá comprender su

comportamiento, entregándote finalmente las herramientas necesarias para

entender diversos fenómenos naturales. Completa el siguiente esquema

conceptual de acuerdo con lo aprendido en el curso anterior:

Estudiarás en este tema:

• Modelo atómico de la

materia. Caracterización

de los constituyentes

del átomo.

• El átomo. Su variedad.

Abundancia relativa en

diferentes medios. Sus

dimensiones en

comparación con la

materia macroscópica.

Número atómico.

Configuración electrónica

y comportamiento

químico.

Y para comenzar...

1. Cuando usas chalecos o bufandas de lana suele suceder que al momento de

sacarlos de tu cuerpo, el pelo sigue el movimiento de estos, porque “se pega a

la ropa”.

- ¿Cómo puedes explicar este hecho?

2. Al frotar un objeto plástico en tu pelo o sobre la ropa y luego acercarlo al

extremo de una hoja de papel, esta última es atraída por el plástico.

- ¿Por qué crees que sucede eso?

- Si no se frota el plástico, ¿es posible que éste atraiga al papel?

3. Al acercar dos globos que han sido frotados en el cabello de dos individuos,

se observa que estos se repelen. Esto sucede porque:

a. Los globos...

b. El cabello...

Comenta tus respuestas con tus compañeros y compañeras. ¿Llegaron todos a

las mismas respuestas? De lo contrario, ¿cuál es la idea que más se repite?, ¿cuál

de todas las respuestas es la correcta?

Cabello electrizado por frotamientocon globos.

Cabello electrizado por contacto conel generador Van der Graaf.

Materia

Átomos

Elementos

Corteza

Protón

constituida por

presentan en su estructura

están

carga carga carga

están

varios igualesvarios distintos

(1)

(2)

(3)

(4)(5)

(6)

(7)

Modelos atómicos

TEMA 1: EL ÁTOMO

15

Estudiaremos:

- Modelos atómicos de la materia.

IntroducciónEn el primer año de educación media conociste los modelos atómicos de la

materia, cada uno de los cuales se convirtió en un aporte para el siguiente,

configurándose finalmente el modelo del átomo que permite comprender su

comportamiento y, desde él, el de toda la materia.

Te invitamos a reproducir cada uno de ellos y valorar su respectivo aporte,

gracias a la construcción de modelos de plasticina.

Paso 1. La observaciónObserva atentamente las siguientes figuras, que representan modelos atómicos.

¿Cuáles son las diferencias y cuáles sus semejanzas?

Paso 2. Preguntas de investigaciónComo se indicó con anterioridad, cada una de las figuras observadas

representa un modelo atómico. Respecto a ellos:

a. ¿Cuál es el orden correcto, considerando el primero y último propuesto?

b. ¿Qué científico propuso cada uno de los modelos?

c. Considerando que cada uno de los tres primeros modelos presentó algún

error, no obstante alguno de sus postulados de convirtió en un aporte

para el siguiente, ¿cuál es el aporte de cada uno de ellos al modelo actual

de la materia?

Paso 3. Formulación de la hipótesisConsiderando la pregunta de investigación c, planteada en el paso anterior,

¿qué hipótesis puedes formular?

a.

b.

c.

d.

CIENCIA EN ACCIÓN

Habilidades a desarrollar:- Observación.- Investigación.- Elaboración de modelos.- Recopilación.- Registro de observaciones.- Elaboración de conclusiones.

• Plasticina.

• Alambre.

• Cuatro hojas de block.

• Mondadientes.

Materiales

16


Paso 4. Diseño experimentalConstruye cada uno de los modelos atómicos empleando la plasticina y el alambre.

En la construcción de ellos no olvides, según corresponda:

1. El núcleo atómico.

2. Existencia de:

a. Protones, de carga positiva.

b. Electrones, de carga negativa.

c. Neutrones, de carga neutra.

3. Diferenciación de orbital y orbitales.

Orientaciones para la construcción de modelos:

a. Cada estructura (por ejemplo, partículas subatómicas) debe ser construida

con bolitas de plasticina.

b. Es necesario diferenciar cada estructura y/o partícula subatómica con

distintos colores.

c. Construye órbitas u orbitales, según corresponda, empleando alambre.

d. En cada uno de los modelos, debes identificar sus estructuras y/o

subpartículas constituyentes, empleando los mondadientes y cartelitos de

hojas de block.

Paso 5. Registro de observacionesRegistra en tu cuaderno todas las observaciones que surjan durante la

elaboración de los modelos. Datos interesantes son:

1. Acuerdos tomados respecto a cada modelo.

2. Aspectos del modelo que fueron más difíciles de acordar.

3. Descripción de la estructura de cada modelo.

TEMA 1: EL ÁTOMO

17

Paso 7. Análisis de datosEn esta ocasión, el análisis de datos se desarrollará comparativamente. Para ello:

1. Dispondrán sobre su mesa de trabajo los 4 modelos que han desarrollado y

la tabla en la que han recopilado y ordenado los datos del trabajo.

2. Según indique su profesor(a), visitarán como mínimo otros dos grupos.

3. Al visitar los grupos, observarán atentamente el material dispuesto sobre

la mesa.

4. Dejarán registro de sus observaciones en una “Hoja de Observaciones” que

deben construir en la mitad de la tercera hoja de block (deben dividirla en

dos o más partes, según los grupos que visiten).

Paso 6. Recopilación y ordenamiento de datosPara organizar los datos recopilados, te proponemos completar la siguiente tabla:

5. Una vez visitados todos los grupos designados, vuelvan a su puesto de

trabajo. Según lo observado en otros trabajos y las observaciones realizadas

por otro equipo al suyo, ¿harían modificaciones a su trabajo?, ¿cuáles?

Regístrenlas en su cuaderno.

Paso 8. Conclusión y comunicación de resultadosEn una cuarta hoja de block elaboren sus conclusiones respecto al trabajo

realizado, señalando específicamente cuál es el aporte de cada uno de los

modelos antecesores al modelo actual de la materia.

Para comunicar sus resultados, les proponemos exponer oralmente y en forma

breve: Características principales de los modelos construidos, modificaciones

que harían a ellos a la luz de sus observaciones y las de otros estudiantes, y la

conclusión elaborada.

Integrantes del grupo visitante

Modelo ObservacionesIndique errores que observa en los modelos y recolección de datos

1

2

3

4

Modelo Científico autordel modelo

Descripción de la estructura

Observaciones del grupo

1

2

3

4

18


¿Quieres decir algo más?

Finalmente, conversa con tu equipo de trabajo.

1. ¿Qué dificultades se presentaron durante el trabajo? ¿Qué

soluciones y medidas se tomarán para que no se repitan en las

próximas actividades en las que trabajen juntos(as)?

2. ¿Qué aprendieron en esta jornada respecto al trabajo en equipo?

CUIDA EL AMBIENTE:

Una vez terminada la actividad,

elimina los residuos en el

basurero y deja tu puesto de

trabajo limpio.

Paso 9: Evaluación del trabajo realizado

Es importante evaluar el trabajo del equipo para observar fortalezas y

debilidades. Las primeras, con el fin de reforzarlas y las segundas, de superarlas.

Completa la siguiente tabla en forma individual con responsabilidad y seriedad,

marcando con una X el casillero que corresponda; posteriormente, reúnete con

tus compañeros y compañeras de trabajo para conversar y concluir.

La simbología utilizada como indicador de evaluación es:

+ Lo hice bien

+– Lo hice, pero podría haberlo hecho mejor.

– No lo hice

Aspectos por evaluar + +– –

Me preocupé de leer las habilidades que voy a desarrollar en estaactividad experimental.

Examiné cada uno de los pasos planteados en “Ciencia en acción”.

Repasé los pasos que no comprendí con la primera lectura.

Me preocupé de entender el diseño de la actividad experimental.

Fui responsable en las labores que me fueron confiadas.

Me preocupé de conocer las acciones de cada uno de losintegrantes del equipo.

Fui respetuoso del trabajo realizado por los otros integrantes del equipo.

Cooperé activamente para que el trabajo desarrollado fuera efectivo y seguro.

Actué coordinadamente con mi equipo.

Mis compañeros y compañeras actuaron responsablemente.

Cuidé de dejar mi espacio de trabajo limpio y ordenado.

En general, evalúo mi participación en “Ciencia en acción” como:

TEMA 1: EL ÁTOMO

19

Durante el período cosmológico, los filósofos de la antigua Grecia buscabanuna explicación respecto del origen del Universo, centrando su atención enla búsqueda del primer elemento. Algunos indicaron el agua, otros el aire yotros al fuego como el elemento que respondía a sus inquietudes. Asísucesivamente, hasta el período atomicista, inaugurado por Demócrito(460 – 370 a. C.) en el siglo IV a.C. Él pensó que al dividir la materiamuchas veces se llegaría a un punto en el que obtendría una partícula queno se podría dividir más, pero que conservaría las propiedades de la materiaoriginal. A esa diminuta partícula de características especiales la denominóátomo, palabra griega que significa sin división. Entonces concluyó que laspropiedades de la materia que son perceptibles para nosotros podrían serexplicadas por las propiedades y el comportamiento de los átomos, que nose pueden distinguir directamente.

Hoy sabemos que Demócrito tenía la razón respecto a la composición de lamateria. De hecho, elementos como el oxígeno (O), el nitrógeno (N), elcarbono (C), el hidrógeno (H) están constituidos por átomos de un sólotipo, siendo estos la base fundamental de nuestra vida y la explicación a laconstitución del Universo. Por ejemplo, el Universo presenta en sucomposición 99% en masa de hidrógeno y helio (He); la corteza terrestre74,3% en masa de oxígeno y silicio (Si); la atmósfera 99% en masa denitrógeno y oxígeno, en el cuerpo humano 93% en masa de carbono yoxígeno,y en el agua de mar de las especies en solución un 55%corresponde a cloro y un 30,6% a sodio.

Sin embargo, su teoría no fue valorada en aquella época, y el estudiocientífico del átomo comenzó sólo a fines del siglo XIX, prevaleciendo hastaese momento las ideas de Aristóteles sobre la continuidad de la materia,que significaba que podía subdividirse infinitamente en trozos cada vez máspequeños, por tanto, conocer la composición de la materia fue un tema quese mantuvo en suspenso por mucho tiempo.

Teoría atómica de John DaltonEn 1803, el científico inglés John Dalton retomó la idea de Demócrito,señalando los siguientes postulados básicos respecto a la constitución ycomportamiento de la materia:1. Toda la materia está formada por átomos.2. Los átomos son partículas indivisibles e invisibles.3. Los átomos de un mismo elemento son de la misma clase y tienen igual masa.4. Los átomos que conforman los compuestos están en relación de números

enteros y sencillos; pueden ser de dos o más clases diferentes.5. Los cambios químicos corresponden a una combinación por separación o

reordenamiento de átomos que forman parte de una reacción química.

John Dalton (1766 – 1884).Célebre químico y físico inglés, nacido en Cumberland,Reino Unido.

Demócrito fue un filósofo griegonacido en Abdera hacia 460 a. C.Sostenía que los átomos eraneternos, inmutables eindestructibles. Entre un átomo yotro sólo existía el vacío.

El átomo

En http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0280-01/Daltonholton.htmlpara investigar más de los aportes de Dalton respecto a la teoría atómica.

20


Gracias a los postulados de Dalton, que permitían definir al átomo como la“unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinaciónquímica”, el mundo científico centró sus esfuerzos en la investigación deesta invisible partícula, que podía tener la respuesta a la pregunta planteadahace millones de años: ¿cómo está conformada la materia?

En 1850, Sir William Crookes construyó un tubo de descarga, que es untubo de vidrio con electrodos metálicos en sus extremos, conectados a unafuente de energía de corriente continua. Al hacer el vacío en el tubo, seobservó la emisión de luz, que viaja desde el cátodo (polo negativo) hacia elánodo (polo positivo). Por ello denominó a la emisión rayos catódicos.

Ee–

+–

e–

Sir J.J. Thomson (1856 – 1940)físico británico que descubrió elelectrón y determinó su carganegativa. Obtuvo el Premio Nobel enFísica en 1906.

Esfera de carga positiva

Electrones

Figura 1. Tubo de rayos catódicos.

Figura 2. Modelo atómico de Thomson.

MÁS QUE QUÍMICA

Nosotros tambiénempleamos durante largotiempo los tubos queutilizó Thomson en suexperimento… Sucedeque las pantallas detelevisor consistían en ungran cañón de electronesque eran disparadoscontra una superficiefluorescente. Hoy elprincipio es el mismo, sinembargo la técnica haevolucionado. Puedescomenzar a valorar loimportante que han sidolos aportes de estecientífico no sólo en suépoca, sino la proyecciónde sus descubrimientos.

En http://www.sefm.es/revista/boletin6/Thompsom.html investiga más sobre

los trabajos experimentales de Thomson con los tubos de descarga.

El modelo atómico de Sir Joseph John ThomsonA partir de los experimentos realizados en el tubo de rayos catódicos,Thomson determinó que el rayo emitido estaba constituido por cargasnegativas, pues eran atraídas por el polo positivo. Como este fenómeno seproducía sin alteración, independiente del gas a baja presión que seencontraba dentro del tubo, dedujo que esta partícula era común a todos lostipos de átomos.

Sabiendo que los átomos eran eléctricamente neutros, Thomson establecióque para que esta condición se cumpla, un átomo debe contener la mismacantidad de cargas negativas y positivas.Y las cargas negativas fueronbautizadas como electrones (e–).

En 1906, Robert Millikan determinó que los electrones (e–) tenían una cargaigual a –1,6 · 10–19 culombio o coulomb (C), lo que permitió además establecersu masa, infinitamente pequeña, equivalente a 9,109 · 10–31 kg.

Basado en los supuestos establecidos respecto a la electroneutralidad de losátomos, propuso el primer modelo atómico, que podía caracterizarse comouna esfera de carga positiva en la cual se incrustaban los electrones (cargasnegativas), como un “queque inglés”(Figura 2).

En el mismo período los experimentos realizados por Eugene Goldstein en1886 en los tubos de descarga de cátodo perforado le permitierondeterminar que las cargas positivas que Rutherford denominó protonestenían una masa de 1,6726 · 10–27 kg y una carga eléctrica de +1,6 · 10–19 C.

TEMA 1: EL ÁTOMO

21

Modelo atómico de Lord Ernest RutherfordEn 1910, el físico E. Rutherford sugirió que las cargas positivas del átomo seencontraban concentradas en el centro de éste, en el núcleo, y los electrones(e–) en torno a él.

Rutherford estableció esta conclusión cuando utilizó un haz de radiación alfa(núcleos de helio) para bombardear delgadas láminas metálicas de oro (Au),rodeadas por una pantalla de sulfuro de zinc (ZnS), que tenía la particularidadde producir destellos con el choque de las emisiones alfa. Para ello montó unsistema como el que muestra la Figura 3.

Al experimentar observó que una gran parte de las emisiones atravesaban lalámina de oro, algunas en línea recta, tal como se esperaba, pero lo mássorprendente era que algunas eran desviadas de su trayectoria y otrasincluso “rebotaban”contra la lámina.

Figura 3. Montaje que le permitió a Rutherford deducir el modelo atómico nuclear.

Ernest Rutherford (1871 – 1937).Físico neozelandés, que recibió elPremio Nobel de Química en 1908,por sus trabajos en el modeloatómico de la materia.

Fuente departículas alfa

Rayo departículas alfa

Pantallafluorescente

Láminade oro

Pantalla protectorade plomo

Figura 4. Detalle de las partículas alfa impactando la lámina de oro.

Partículas alfaNúcleo

Átomos deláminas de oro


Rutherford es consideradoel padre de la física nuclear,pues, además de descubrirlas partículas alfa ( ) y beta( ), determinó que laradiactividad se producíapor la desintegración de los núcleos.

A partir de las observaciones y datos recopilados de su experimentación,Rutherford concluyó que el átomo presentaba un centro positivo, puestoque cuando se acercaban eran desviadas de su trayectoria y cuando loimpactaban directamente “rebotaban”por efecto de la repulsión, comomuestra la Figura 4. El centro positivo fue denominado núcleo y suspartículas constituyentes de carga positiva, protones (p+).

Finalmente, describe un modelo atómico conocido como “modelo nuclear deRutherford”, en el cual plantea la existencia de un núcleo positivo y loselectrones forman una corona alrededor del núcleo (Figura 5).

Figura 5. Modelo atómico de Rutherford.

22


Como podrás observar y calcular, la masa de un protón es 1.836 vecesmayor que la del electrón (e–); por lo tanto, era lógico pensar que la masade un átomo dependía fundamentalmente de la cantidad de protones quepresentaba. Asimismo, un átomo que tenía la mitad de protones que otros,debía también pesar la mitad. Aun cuando esta deducción es válida enteoría, se encontró experimentalmente que el helio (He), átomo constituidopor dos protones, no pesaba el doble que el de hidrógeno (constituido por sólo un electrón y un protón), sino que lo cuadruplicaba… ¿Cómo eraesto posible? La única explicación lógica era la existencia de una tercerapartícula subatómica.

En 1932, el científico inglés, James Chadwick demuestra la existencia departículas subatómicas eléctricamente neutras, a las que llamó neutrones(n), que se ubicarían en el núcleo, cuya masa era aproximadamente lamisma del protón. Por lo tanto, el helio (He) estaría constituido por dosneutrones, dos protones y dos electrones, lo que explicaría la diferencia demasa respecto al hidrógeno.

James Chadwick (1891 – 1974),físico inglés que obtiene el PremioNobel de Física en 1935 por eldescubrimiento del neutrón.

1. ¿Cuál es la diferencia de masa entre el electrón y el protón? Revisa tu texto

de estudio y consulta a tu profesor o profesora en caso de duda.

2. Una vez que determines sus valores, reflexiona. ¿Será importante la

diferencia de masa para el comportamiento del átomo?

3. ¿Cuál es la imagen que tienes del átomo hasta el momento de acuerdo

con los antecedentes que manejas con el apoyo del texto y la actividad de

indagación de “Ciencia en acción” sobre “La materia y su naturaleza

eléctrica”?, ¿qué fenómenos podrías explicar a partir de esa idea de

átomo?, ¿puedes dibujarlo?, ¿existen diferencias con los modelos

dibujados por tus compañeros y compañeras?

Habilidades a desarrollar:- Investigación.- Deducción.

DESAFÍO

CIENTÍFICO


Radiación alfa. Son ionesde helio con carga positiva,expulsados a alta velocidadpor ciertos elementosradiactivos.Se simboliza de diferentesmaneras, por ejemplo: 42 o 4

2He, y se debe tenerpresente que representa unnúcleo de helio (4

2He2+).

Modelo atómico de Niels BohrEn 1913, Niels Bohr, gracias al espectro del átomo de hidrógeno, observóque las líneas de espectro eran diferentes, lo que le permitió deducir quedichas líneas existían por el viaje de los electrones (e–) en diferentes nivelesde energía dentro del átomo. Postuló que:

1. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas.2. Cuando un electrón gira en un nivel de energía determinado, no emite ni

absorbe energía, sino que presenta un “estado estacionario”, conocidocomo “estado fundamental o basal”.

3. Cuando un átomo absorbe energía, el electrón “salta”a un nivel másexterno; por el contrario, si el electrón regresa a un nivel interno, emiteenergía, es decir, cuando el electrón salta a un nivel más externo seencuentra en “estado excitado”.

En http://personal5.iddeo.es/pefeco/Tabla/historiaatomo.htmencontrarás una descripción histórica de la evolución del átomo.

TEMA 1: EL ÁTOMO

23

De los postulados 1 y 2, Bohr deduce que “la energía está cuantizada; a nivelelectrónico la energía no es una variable continua, como lo son en el mundomacroscópico las formas de energía conocidas”. Para este modelo loselectrones giran en órbitas circulares, ocupando la de menor energíaposible, es decir, la más cercana al núcleo.

En http://www.astrocosmo.cl/ anexos/m-ato_bohr.htm encontrarás el trabajo

de Niels Bohr que lo llevó a postular un modelo atómico.

Niels Bohr (1885 – 1962),físico danés. Recibió el PremioNobel de Física en 1922 por sustrabajos sobre la estructuraatómica y la radiación.

1. Respecto a la tabla resumen de las partículas atómicas ¿qué conclusiones

puedes formular?

2. Elabora un breve texto con las conclusiones que formulaste de la tabla resumen.

3. Escribe algunas hipótesis sobre la composición de la materia. Considerando los

siguientes elementos: se enuncia el problema, se formula la solución probable

y se proponen los resultados. Por ejemplo: el riesgo de cáncer pulmonar es

mayor en los jóvenes fumadores que entre los jóvenes no fumadores.

4. ¿Qué son los espectros atómicos y cómo se relacionan con la explicación

de la existencia de los colores?

5. Investiga qué postuló Max Planck en su teoría cuántica.

6. Según el diagrama del átomo de hidrógeno (Figura 6), ¿qué puedes decir

respecto de:

a. El núcleo.

b. La corteza.

c. Niveles de energía o capas concéntricas.

Habilidades a desarrollar:- Relación de datos.- Planteamiento de hipótesis.- Investigación bibliográfica.

DESAFÍO

CIENTÍFICO

Figura 6. Átomo de hidrógeno según Niels Bohr.

Partículassubatómicas Símbolo Ubicación Masa

(kilogramos)Carga

(Coulomb)

Protones p+ núcleo 1,6726 · 10–27 kg +1,6 · 10–19 C

Neutrones n núcleo 1,675 · 10–27 kg 0 C

Electrones e– alrededor delnúcleo

9,109 · 10–31 kg –1,6 · 10–19 C

En síntesis, en el átomo encontramos:

24


1. En grupos de cuatro integrantes, desarrollen la siguiente actividad:

Si el átomo se puede definir como “unidad estructural y funcional de la materia,

que presenta un núcleo formado por protones y neutrones, además de órbitas

en las que giran alrededor del núcleo, donde se ubican los electrones”:

a. Completen la siguiente tabla indicando los aportes de cada uno de los

científicos para la construcción del actual modelo atómico.

b. Postulen una hipótesis que explique el error de los modelos atómicos

de Thomson y Rutherford, lo que llevó a otros científicos a plantear un

nuevo modelo atómico.

c. Redacten un escrito de dos planas como máximo, en el cual expliquen

el valor de los estudios científicos en pos de la búsqueda de la estructura

del átomo y su trascendencia en el actual desarrollo de las ciencias.

d. Dibujen en una hoja de bloc los modelos atómicos de:

• Thomson.

• Rutherford.

• Bohr.

Para ello, dividan la hoja en cuatro partes iguales, en cada una de las

cuales dibujarán los modelos, identificando estructuras y partículas

subatómicas. Los electrones píntenlos de color rojo, los protones de

color azul, los neutrones de color amarillo y las órbitas de color verde.

e. Observen atentamente su obra y en la parte posterior de la hoja

indiquen las diferencias y similitudes de los modelos.

f. Observen con atención los modelos que han dibujado. ¿Qué han

aprendido? ¿Qué dificultades se presentaron?

Habilidades a desarrollar:- Deducción.- Relación de datos.

DESAFÍO

CIENTÍFICO

Científicos AportesThomsonRutherfordBohr

El aprendizaje es un proceso constante y sistemático. Al respecto,

marca, según corresponda, si usas o no las siguientes estrategias

metacognitivas:

Criterios Sí No

1. Diriges tu atención hacia información clave.

2. Estimulas la codificación, vinculando la información nueva con la queya estaba en tu memoria.

3. Construyes esquemas mentales que organizan y explican lainformación que estás procesando.

4. Favoreces la vinculación de informaciones provenientes de distintasáreas o disciplinas.

5. Permites conocer las acciones y situaciones que nos facilitan elaprendizaje para que podamos repetir esas acciones o crear lascondiciones y situaciones óptimas para aprender bajo nuestro estilo.

Si el mayor número de respuestas es no, intenta realizar la estrategia

mencionada para fortalecer tus habilidades metacognitivas.

TEMA 1: EL ÁTOMO

25

La estructura atómicaTal como se indicó con anterioridad, entre las características que seencontraron en el estudio de la estructura atómica se pudo establecer quelos átomos estarían constituidos por electrones en las órbitas, protones yneutrones, en el núcleo. Se estableció también, que la masa de los protonesy los neutrones era prácticamente idéntica (aun cuando no es la misma),mientras que la de los electrones es 1.836 veces menor. Pero ¿cómo sabercuántas partículas subatómicas constituyen un átomo?

Con los postulados de los científicos Thomson, Rutherford, Bohr, Goldstein,Millikan y Chadwick se puede establecer lo siguiente:• La masa de un átomo está concentrada en su núcleo; por lo tanto, la suma

de los protones y neutrones determina la masa atómica.• Los electrones son tan pequeños en masa que en la masa total del átomo

su aporte no es perceptible.• Los átomos son neutros, es decir, presentan la misma cantidad de

protones y de electrones.

En 1913, Henry Moseley registra los espectros de rayos X emitidos en lostubos de descarga, en los que el ánodo se encontraba bañado por diversoselementos. Para su asombro, los espectros presentaron una función de unnúmero entero, específico para cada elemento, al cual denominó númeroatómico (Z), que representaba la cantidad de cargas positivas de losátomos; por lo tanto:

Z = p+

El número másico o número de masa (A) representa la cantidad deprotones y neutrones que hay en el núcleo; por lo tanto:

A = p+ + n

Como el número atómico (Z) representa el número de protones del átomo,el número de neutrones será:

n = A – Z

La masa atómica es la masa de un átomo en unidades de masa atómica(uma). Pero como no todos los átomos de una especie poseen la mismacantidad de neutrones, la masa atómica es un valor promedio, por lo quesuele no ser un número entero.

Si observas la Tabla periódica de los elementos, encontrarás que Z y masaatómica se encuentran determinados para cada elemento. Generalmente, seacepta que el valor de la masa atómica se aproxime a un número entero.


El tamaño del núcleo delátomo es comparable conuna pelota de tenis en elcentro del EstadioNacional, y los electronesestarían ubicados en las galerías.

Na11

Sodio

22,990Número atómico

(Z)Masa atómica opeso atómico

Por ejemplo, para el sodio (Na), el número atómico (Z) es 11 y el másico (A)22,9 23. Lo que se anota de la siguiente forma: 11

23 Na

Por esto se suele decir que la masa atómica es igual a p+ + n, lo que es igualal número másico (A), de la especie más abundante de dicho átomo.

26


Si Z = 11, y Z = p+, entonces el Na tiene 11 protones.Como los átomos son neutros,

si presenta p+ = 11, entonces e– = 11.Luego A = p+ + n

Donde A = 23 y p+ = 11, por lo tanto, al reemplazar los valores de A y p enla ecuación A = p+ + n, se obtiene:

23 = 11 + n

Y al despejar n:n = 23 – 11n = 12

El comportamiento neutro de los átomos se explica por la igualdad deprotones y electrones; no obstante, sabemos que la naturaleza de losátomos presenta un comportamiento distinto a éste, denominado iónico,que consiste en una desigualdad entre la cantidad de cargas positivas ynegativas, producto de la interacción con otros átomos.

Los iones pueden ser positivos, llamados cationes, o negativos,denominados aniones. Los primeros se producen por la “pérdida”deelectrones, y los aniones, por la “ganancia”de cargas negativas o electrones.

Un átomo neutro se simboliza como X, por ejemplo Na, en cambio un ióntendrá en su extremo superior derecho cargas negativas o positivas, de laforma X+ o X–.

Un catión se simboliza con cargas positivas, tantas como electrones haperdido; por ejemplo: la expresión Al 3+ señala que el aluminio presenta 3electrones menos en su estructura.

En cambio, un anión se simbolizará con carga negativa, tantas comoelectrones ha ganado; por ejemplo: la simbología S 2– indica que el azufrecuenta con 2 electrones más en su estructura.

Por ejemplo: 1. El aluminio (Al) presenta un Z = 13 y un A= 27. Lo que se simboliza

Figura 7. Diagrama del átomo de sodio.

11 e–


Un catión esencial ennuestra dieta es el sodiocomo Na+ que a nivelextracelular participa en laregulación de la presiónosmótica y la transmisióndel impulso nervioso.Mientras que un aniónimportante es el cloro comoCl–, que a nivel extracelularhace posible la síntesis delácido clorhídrico estomacal.

27Al13

Finalmente, sabemos que el sodio tiene 11 protones, 11 electrones y 12neutrones, lo que es representado en un diagrama atómico (Figura 7), queesquematiza la estructura del átomo.

11 p+

12 n

TEMA 1: EL ÁTOMO

27

Figura 8. Diagrama del átomo de aluminio.

13 e–

Presenta como átomo neutro: p+ = 13, e– = 13 y n = 14.

2. En cambio, si el aluminio se comporta como un ión por la influencia deotro elemento, se simbolizaría: 27

13Al3+

Como podrás observar, el Al presenta una carga positiva (3+), por lo tanto esun CATIÓN, es decir, perdió tres electrones. Aplicando este concepto alcálculo de las partículas subatómicas, obtenemos:

Z = p+ por lo tanto, p+ = 13.A = p+ + n donde despejamos n = A – p+

Reemplazando los valores correspondientes se tiene n = 27 – 13Entonces n = 14.

Como el Al3+ tiene 13 protones y presenta una carga positiva que indica que haperdido 3 electrones, la cantidad de e– presentes en el catión será igual a 10.

a. O

b. O2–

c. K

d. K+

e. S

f. S4–

g. Te

h. Te2–

i. Mg

j. Mg2+

Consulta a tu profesor o profesora todas las dudas que tengas, y una vez

concluidas las actividades, compara con tus compañeros o compañeras

los resultados.

1. Ayudándote con la Tabla Periódica, establece para cada uno de los

siguientes átomos o iones la cantidad de protones, electrones y neutrones.

Dibuja además, en cada caso, su diagrama atómico.

Habilidades a desarrollar:- Aplicación.- Investigación.- Interpretación.

2. Determina el número de protones, neutrones y electrones del elemento

químico, según la simbología de composición nuclear.

a. 147

N5– b. 2512

Mg2+ c. 2713

Al3+ d. 199

F– e. 5425

Mn3+

3. Representa los siguientes iones y átomos con símbolos de composición

nuclear:

a. Carbono (C) tiene 6p+, 6n y 10e–

b. El plomo (Pb) tiene 82p+, 123n y 82e–

c. El paladio (Pa) tiene 46p+, 58n y 46e–

d. El manganeso (Mn) tiene 25p+, 35n y 18e–

e. El silicio (Si) tiene 14p+, 14n y 18e–

Y su diagrama atómico sería:

13 p+

14 n

DESAFÍO

CIENTÍFICO

28


5. Investiga qué es un isótopo. ¿Qué relación puedes establecer respecto a la

cantidad de partículas subatómicas de un par de isótopos?

6. Indica a qué científicos pertenecen los siguientes postulados que

configuran la estructura moderna del átomo, relacionando los postulados

de la columna A con los nombres de científicos listados en la columna B.

Z A p+ e– n Elemento

6 6

31 15

24 28

30 35

49 115

83 126

77 192

80 35

12 12

4. En tu cuaderno, completa las cinco primeras columnas de la siguiente

tabla, sin utilizar la tabla periódica y considerando que todos los datoscorresponden a átomos neutros. Una vez terminado el ejercicio,

compara el A y Z obtenido en los casos que corresponda y completa la

columna con el nombre del elemento utilizando la tabla periódica.

7. Redacta un texto con los postulados que configuran la estructura moderna

del átomo y los científicos mencionados en el punto 6. Debe tener los

siguientes elementos: titular, bajada, texto, llamadas e imágenes.

A B

a. Los átomos presentan cargas positivas y negativas. Schrödinger

b. Los átomos presentan núcleo. Thomson

c. En el núcleo atómico existen neutrones. Bohr

d. La energía del electrón está cuantizada. De Broglie

e. El electrón presenta un comportamiento dual. Rutherford

f. No se puede determinar simultáneamente la posición yvelocidad de un electrón. Heisenberg

g. Los electrones giran alrededor del núcleo en orbitales. Chadwick

A pesar de los avances alcanzados por el modelo atómico de Niels Bohr,éste presentaba deficiencias cuando se deseaba explicar el espectro deátomos multielectrónicos (que poseen más de un electrón), lo que llevó aotros científicos a suponer la existencia de estructuras dentro del átomo quelos modelos anteriores no describían, las que se denominaron subnivelesde energía.

En 1924, el científico francés, Louis de Broglie postuló que los electrones(así como otras partículas materiales) tenían un comportamiento dual deonda y partícula, pues cualquier partícula que tiene masa y que se mueve acierta velocidad, podía comportarse además como onda.

En 1927, Werner Heisenberg, a partir de un supuesto matemático, sugiereque es imposible conocer con exactitud la posición, el momento y la energíade un electrón y, en general, de una partícula de pequeño tamaño, lo que seresuelve a medida que la materia tiene mayor tamaño por la razón masa–velocidad que puede alcanzar.

Por ejemplo, si una pelota de tenis es lanzada por un compañero dentro deuna habitación, podrás determinar exactamente su posición y velocidad enun tiempo determinado e incluso su energía. Sin embargo, si esta mismaexperiencia es realizada con la cabeza de un alfiler, la determinación de suposición, velocidad y energía simultáneamente será una tarea bastante máscompleja. No obstante, de algo sí estarás seguro, la cabeza del alfiler no hasalido de la habitación… A este fenómeno, Heisenberg lo denominóprincipio de incertidumbre, y se refiere a la incapacidad de determinarexactamente la posición, velocidad y energía, de manera simultánea de unelectrón dentro del átomo.

En 1927, el físico austriaco Erwin Schrödinger, a partir de sus estudiosmatemáticos, considerando además las conclusiones de De Broglie,establece una ecuación compleja que al ser resuelta permite obtener unafunción de onda ( ), también denominada orbital, que en su expresióncuadrática ( 2) contiene la información que describe probabilísticamente elcomportamiento del electrón en el átomo. Además, establece que estafunción también llamada distribución de densidad electrónica es mayorcerca del núcleo y menor (exponencialmente) en la medida que nosalejamos del núcleo. Este hecho marca el inicio de la mecánica–ondulatoriao mecánica–cuántica.

Con la teoría de E. Schrödinger queda establecido que los electrones no “giranen órbitas”alrededor del núcleo tal como lo había propuesto N. Bohr, sinoque en orbitales, que corresponden a regiones del espacio en torno al núcleodonde hay una alta probabilidad de encontrar a los electrones. Figura 9.

TEMA 1: EL ÁTOMO

29

Louis de Broglie (1892 – 1987).Premio Nobel de Física 1929.

Werner Heisenberg (1901 – 1976).

Erwin Schrödinger (1887 – 1961).

Modelo mecanocuántico del átomo

30


En síntesis, la distribución de los electrones alrededor del núcleo obedece auna serie de reglas o “principios de la teoría mecanocuántica”, los que setraducen en un modelo matemático que reconoce cuatro números básicos,denominados números cuánticos:

1. Número cuántico principal (n): corresponde a los niveles de energíaque a su vez estarían formados por uno o más subniveles (l), los que vanaumentando en la medida que nos alejamos del núcleo.Este número puede ir desde el uno en adelante, expresándose sólo ennúmeros enteros.

n = 1, 2, 3, ….

2. Número cuántico secundario (l): que representa la existencia de lossubniveles energéticos en el átomo. Se calculan considerando:

l = 0, 1, 2, … , (n –1)

Por ejemplo: Si n = 1, l = 0Si n = 2, l = 0, 1Si n = 3, l = 0, 1, 2Si n = 4, l = 0, 1, 2 ,3

Para expresar cómodamente y evitar la confusión, la comunidad científica haaceptado que los números que representan los subniveles seanreemplazados por las letras s, p, d, f, respectivamente, por lo tanto:

Lo postulado por Schrödinger conduce a la existencia de un númeroilimitado de funciones de onda por nivel energético y a su vez éstas, en unátomo multielectrónico, resultan tener diferentes energías, lo que sedenomina subniveles identificados con las letras s, p, d, f.

3. Número magnético (m): se calcula según el valor de l y representa laorientación de los orbitales presentes en cada subnivel.m = (–l, …, –1, 0, +1, … +l)

Figura 9. Modelo atómico mecanocuántico.


Bohr utilizó el átomo dehidrógeno, que posee unprotón en el núcleo y unelectrón girando alrededor,para desarrollar su modelo.

n l en número l en letras

1 0 s

2 0,1 s, p

3 0, 1, 2 s, p, d

4 0, 1, 2, 3 s, p, d, f

TEMA 1: EL ÁTOMO

31

Por ejemplo: a. Para l = 0 (s), m = 0, esto significa que existe un sólo órbital.b. Para l = 1 (p), m va desde el –1, 0, 1, esto significa que existen tres

orbitales, los que se conocen como px, py, pz o comop1, p2, p3.

c. Para l = 2 (d), m es –2, –1, 0, +1, +2, lo que significa que en elsubnivel 2 existen cinco orbitales, los que se conocencomod1, d2, d3, d4, d5.

Los orbitales se representan gráficamente como indican las figuras 10 y 11:

Figura 10. Orbitales s.

z

z z

x

y

yy

x x

1s2s 3s

Figura 11. Orbitales p.

y

z

x

y

z

x

y

z

x

2pz 2py 2px

Donde:

De esta forma, la configuración electrónica de un átomo estaría descritamediante el esquema cuyo orden de llenado se indica mediante flechas,presentado en la Figura 12:

Figura 12. Esquema de llenado de los orbitales atómicos.

1

2

3

4

5

6

7

8

s

s p

s p d

s p d f

s p d f

s p d

s p

s

MÁS QUE QUÍMICA

Al buscar informacióncomplementaria en textose Internet, podrásdesarrollar habilidades deinvestigación, formas deobservación,razonamiento y deproceder, característicos dela metodología científica.Anímate y hazlo, ya queestas habilidades no teservirán exclusivamenteen química.

32


4. SPIN (s): Indica el sentido de giro del electrón sobre su propio eje. Paracomprender su significado debemos considerar que los electrones sedesplazan girando sobre su propio eje, lo que genera a su alrededor uncampo magnético que permitiría la existencia de un máximo de doselectrones por órbita con espines opuestos + 1/2 y –1/2. (Figura 13)

A pesar de estar prácticamente establecida la estructura atómica, algunosaspectos energéticos y electrónicos impedían comprender a cabalidad elcomportamiento de los electrones en átomos multielectrónicos. Larespuesta llegó mediante el principio de Aufbau o de construcción, que secompone de los siguientes principios:

1. Principio de mínima energía:“Los electrones se ubican primero en losorbitales de más baja energía, por lo tanto, los de mayor energía se ocuparánsólo cuando los primeros hayan agotado su capacidad”(Figura 14).

2. Principio de exclusión de Pauli: los orbitales son ocupados por doselectrones como máximo, siempre que presenten espines distintos (Figura15). Por lo tanto, en un átomo no pueden existir dos electrones que tenganlos mismos números cuánticos.Para el orbital que tiene más de un subnivel, por ejemplo p, se tiene:

Figura 13. Espín de un electrón.

Figura 14. Niveles de energía de un átomo polielectrónico.

MÁS QUE QUÍMICA

Joseph John Thomsonasumió la cátedra deCavendish y fuenombrado director delLaboratorio en laUniversidad deCambridge. En ese lugarrecibió como estudiante yayudante en su laboratorioal físico y químicobritánico ErnestRutherford. Observarás eneste ejemplo de trabajo enequipo el éxito que sepuede alcanzar cuando seunen fuerzas para lograrobjetivos comunes.

Figura 15. Orbitales p ocupados por el máximo de sus electrones.

e– e–

E

5s

4p

3p

2p

4d

3d

4s

3s

2s

1s

px py pz

e e e e e e

MÁS QUE QUÍMICA

W. Ernst Pauli (1900 –1958), físico austriaco,estudió en DöblingerGymnasium de Viena,donde se licenció en físicaen 1918, y sólo tres añosmás tarde, en 1921, recibióel grado de doctor enfísica en la Universidad deLudovico – Maximilianode Mónaco. En 1945recibió el Premio Nobel deFísica por su trabajo en el“principio de exclusión”.

TEMA 1: EL ÁTOMO

33

3. Principio de máxima multiplicidad de Hund: en orbitales de la mismaenergía los electrones entran de a uno. Ocupando cada órbita con elmismo espin. Cuando se alcanza el semillenado recién se produce elapareamiento con los espines opuestos.

Para p se tiene:px , py , pz

Según estos principios, en los subniveles existe un número específico deelectrones: por ejemplo, en el subnivel s, donde hay un sólo orbital, existen2 electrones como máximo, mientras que en el subnivel p, donde hay tresorbitales, existe un máximo de 6 electrones, dos de ellos en px, otros 2 en pyy los últimos dos en pz. En el subnivel d hay cinco orbitales con un total de10 e–, y en el subnivel f hay siete orbitales con un total de 14 e–.

Figura 16. Orbitales p que muestran el llenado progresivo de los electrones en el subnivel.

e

e e e e

e

e e e e e e

e e e e

e e

px py pz

En http://www.educaplus.org/sp2002/configuracion.html podrás encontrar

ejemplos de configuración electrónica y la aplicación del principio de

construcción paso a paso y desarrollar ejercicios.

s px py pz d1 d2 d3 d4 d5

f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7

px py pz

px py pz

px py pz

MÁS QUE QUÍMICA

En el trabajo realizado porlos científicos yaestudiados y los queseguirás estudiando,podrás observar lacapacidad de saberreconocer que nadie esposeedor de la verdadabsoluta. Cada uno deellos abrió camino paraque otro continuarainvestigando y puso sutrabajo a disposición de lahumanidad para que fuesecuestionado y mejorado.

34


1. ¿Cuántos orbitales tienen los siguientes subniveles? y ¿cuántos electrones

como máximo puede alojar cada uno?

a. Subnivel d.

b. Subnivel f.

2. Completa las siguientes oraciones:

a. El número cuántico ____________ se simboliza con la letra

____________ y toma valores 0, 1, 2, 3... hasta (n – 1).

b. El máximo de electrones para el orbital “s” son ____________ e–.

c. A los subniveles 0 y 2 se les asignan las letras _____ y _____

d. El subnivel ____________ tiene tres orbitales.

e. El número cuántico magnético toma los valores ____________

3. ¿Qué puedes deducir de las siguientes figuras del texto?

a. Figura 12. Esquema de llenado de los orbitales atómicos.

b. Figura 14. Niveles de energía de un átomo polielectrónico.

c. Figura 16. Orbitales que muestran el llenado progresivo de los

electrones en el subnivel.

4. ¿Cuál de las figuras del texto es más representativa para mostrar la imagen

actual del modelo de átomo con los conocimientos que manejas hasta ahora?

5. ¿Cómo va tu proceso de aprendizaje?

a. Desarrolla una lista de los conceptos más importantes que has aprendido

sobre la estructura atómica y construye un esquema para relacionarlos.

Para construir el esquema ubica un concepto clave y relaciona los otros

conceptos usando flechas y palabras que te permitan leer la relación

existente. Mira con atención el esquema sobre la distribución del agua

en el planeta que se presenta a continuación y que te servirá para

construir tu esquema sobre estructura del átomo.

Habilidades a desarrollar:- Deducción.- Relación de datos.

DESAFÍO

CIENTÍFICO

b. Observa con atención el esquema que has construido. ¿Cuál de los

conceptos mencionados o relaciones establecidas son las que menos

claras tienes? ¿A qué asocias esto? ¿Qué harás para mejorar la situación?

se encuentra en

Océanos, mar,lagos salados

se encuentra en

Hielo Atmósfera Ríos Lagos

corresponde al corresponde al

Agua

Continental (dulce)Oceánica (salada)

5%95%

se distribuye como

TEMA 1: EL ÁTOMO

35

La configuración electrónica explica la ubicación probable de los electronesconsiderando cada uno de los aportes y postulados establecidos por losdiferentes científicos que se han estudiado a lo largo de la Unidad.

Para desarrollarla fácilmente estableceremos el siguiente protocolo:1º Identifica el número de electrones que tiene el átomo o ion por configurar.2º Escribe la estructura de configuración electrónica propuesta en la Figura

12. El orden de llenado obedece al principio de mínima energía.3º Completa la configuración electrónica asignando a cada subnivel el

máximo de electrones posibles. Nunca utilices el nivel siguiente si elanterior no está lleno, pues los electrones por atracción siempre trataránde estar lo más cerca del núcleo.

4º Existen cuatro formas de escribir la configuración electrónica:a. Global: en ella se disponen los electrones según la capacidad de nivel

y subniveles.b. Global externa: se indica en un corchete el gas noble anterior al

elemento configurado y, posteriormente, los niveles y subniveles queno están incluidos en ese gas noble y pertenecen al elementoconfigurado. Este tipo de configuración es muy útil cuando el interésestá concentrado en conocer los electrones más externos o lejanos alnúcleo, es decir, los que se ubican en la capa más externa, llamadoselectrones de valencia.

c. Por orbital detallada: se indica la ubicación de los electrones por orbital.d. Diagrama de orbitales: en éste se simboliza cada orbital por un

casillero, utilizando las expresiones y para representar ladisposición del espín de cada electrón.

Ejemplos:Número 1: Configuraremos el Na.Como se calculó con anterioridad, presenta 11 e–; por lo tanto, suconfiguración electrónica global será:1 s2

2 s2 p6 o 1s2 2s2 2p6 3s1

3 s1

La configuración global externa será: [Ne] 3s1

La configuración detallada por orbital:1 s2

2 s2 px2 py

2 pz2

3 s1

El diagrama por orbital:

1s

2s

s

px py pz

3

La configuración electrónica

Esquema de llenado de losorbitales atómicos.

1 1s2

2 2s2 2p6

3 3s2 3p6 3d10

4 4s2 4p6 4d10 4f14

5 5s2 5p6 5d10 5f14

6 6s2 6p6 6d10

7 7s2 7p6

8 8s2


Al configurar, hay querespetar el orden dellenado y la aplicación delos principios deconstrucción. Además, loselectrones de valencia sonlos electrones exteriores enun átomo, los cualesparticipan en la formaciónde los enlaces.

1. ¿Cuál es la diferencia entre el modelo atómico de Bohr y el modelo

mecanocuántico?

2. Establece los números cuánticos n, l, m (ml) y s (ms) para los electrones

que a continuación se enumeran y que corresponden a la capa de valencia

de diferentes átomos.

a. 3p3, para los electrones de cada órbita ( 3px

1, 3py

1, 3pz

1).

b. 2s1

c. 4p2

d. 3d5

3. Determina la configuración electrónica de los siguientes elementos,

escribiendo en cada caso la configuración global, global externa y el

diagrama de orbitales.

Habilidades a desarrollar:- Interpretación de

resultados.- Comparación.- Predicción.

DESAFÍO

CIENTÍFICO

4. Observa y compara junto a tus compañeros y compañeras la

configuración global y los diagramas de orbitales de los elementos nobles

(Helio, Neón, Argón y Criptón) con los otros elementos configurados.

a. ¿Qué diferencias observas?

b. Investiga qué relación tiene esta comparación con la formación de los iones.

5. Señala cuántos electrones presentan en la capa de valencia los

siguientes elementos:

a. El potasio.

b. El magnesio.

¿Qué sucedería con estos dos elementos si perdieran los electrones

más externos?

¿Qué puedes observar en las configuraciones del oxígeno, del flúor y del

nitrógeno?, ¿qué sucedería con la configuración de estos elementos si

recibieran la cantidad de electrones suficiente para completar el subnivel?

a. Hidrógeno

b. Potasio

c. Flúor

d. Carbono

e. Azufre

f. Cloro

g. Magnesio

h. Nitrógeno

i. Helio

j. Neón

k. Argón

l. Criptón

36


Un aprendizaje esperado es que conozcas los nombres y símbolos de

los primeros diez elementos del sistema periódico y seas capaz de

construir sus configuraciones electrónicas. ¿Cómo te sientes frente a

este aprendizaje? ¿Lo has logrado o no?

- Si lo has logrado, ¿a qué factores crees que se asocia el éxito?

- Si no lo has logrado, ¿qué debes hacer para lograrlo?

Número 2: El ión Al 3+ presentaba 10 e–, como se determinó antes. Suconfiguración electrónica será: 1 s2 1s2 2s2 p6

2s2 p6

La configuración global externa será: 10[Ne]

La configuración detallada por orbital: 1 s2

2 s2 px2 py

2 pz2

El diagrama por orbital:1

2

o

Joseph John Thomson nació en Cheetham Hill,

Reino Unido; estudió en Owes College, en la

Universidad de Manchester y en el Trinity

College de Cambridge, graduándose como

“Matemático” en 1880. Posteriormente asumió

la cátedra de Cavendish y fue nombrado director

del Laboratorio del mismo nombre en la

Universidad de Cambridge.

En su arduo trabajo como investigador

desarrolló experimentos con los rayos catódicos,

demostrando que los campos eléctricos podían

provocar la desviación de estos. Los analizó bajo

el efecto combinado de campos eléctricos y

magnéticos, buscando la relación existente

entre la carga y la masa de las partículas. Sus

estudios lo llevaron a descubrir en 1897 una

nueva partícula, que era infinitamente más

liviana que el hidrógeno, a la cual se bautizó

posteriormente como electrón.

Thomson recibió como estudiante y ayudante

en su laboratorio de la Universidad de

Cambridge al físico y químico británico Ernest

Rutherford, nacido en Londres, tras licenciarse

en 1893 en Christchurch.

Rutherford luego de trabajar por cinco años con

Thomson se integró a la Universidad de McGill de

Montreal, en Canadá, como catedrático, cargo que

abandonó en 1906, regresando al año siguiente al

Reino Unido para incorporarse como maestro en

la Universidad de Manchester, reemplazando

al hasta entonces director del Laboratorio

Cavendish, el profesor Joseph J. Thomson.

En 1908, demostró que las partículas alfa

estaban constituidas por iones de helio, lo que

en 1911, gracias a los experimentos con dichas

partículas, le permitió postular el modelo

atómico denominado “planetario”, que sería

perfeccionado por Niels Bohr.

En 1919, mediante el bombardeo de átomos

de nitrógeno, logró la primera transmutación

artificial, gracias a lo cual el área de la

química nuclear logró grandes avances en los

años posteriores.

El físico teórico danés Niels Henrik David Bohr,

nacido en Copenhague en 1885, luego de

graduarse en 1911 de la Universidad de su

pueblo natal, se trasladó a Inglaterra a

estudiar al laboratorio de Cavendish bajo la

dirección de sir Joseph J. Thomson. En 1912

llegó a la Universidad de Manchester para

trabajar en una asombrosa investigación

relacionada con la radiactividad y modelos

atómicos, que era guiada por el prestigioso

maestro Ernest Rutherford.

En esa casa de estudios, N. Bohr se atrevió a

desafiar a sus maestros indicando que el modelo

planetario, que por cierto tenía un sentido

experimental, no podía existir bajo las leyes de la

física clásica, pues los movimientos dentro de los

átomos estaban gobernados “por otras leyes”. No

fue hasta 1913 cuando Bohr reveló su visión del

átomo en tres ensayos publicados en el

Philosophical Magazine británico, en los cuales,

utilizando la constante de Planck y las emisiones

espectrales del átomo de hidrógeno, definió los

postulados fundamentales relacionados con la

cuantificación de las órbitas, el giro del electrón

y la radiación y absorción de energía.

Aun cuando el mundo científico no recibió con

grandes alabanzas sus postulados, fue su propio

maestro Rutherford, al declarar “el tipo más

inteligente que jamás he conocido”, quien

le otorgó la credibilidad suficiente para

que su teoría fuese altamente valorada,

considerándose, incluso hoy, la base de la física

atómica y nuclear moderna.

Bohr es considerado el segundo mejor científico

del siglo XX después de Einstein, pues fue

el propio Einstein quien reconocía en este

tímido científico de origen danés “uno de los

más grandes investigadores científicos de

nuestro tiempo”.

Los científicos J. Thomson, E. Rutherford y N. Bohr marcaron los destinos de la química al plantear losmodelos atómicos precursores del modelo actual del átomo, además de hacer real aquel proverbio queseñala “… el alumno puede superar al maestro...”

Tres hombres que marcaron el destino de las ciencias químicasRevista Científica

Para la reflexiónHabilidades a desarrollar:- Análisis de datos.

- Sistematización de la información.

1. Construye una línea de tiempo en la que

relaciones los períodos de la Historia

Universal con los hechos que marcaron la

historia de la química.

2. Observa la línea del tiempo construida y

responde brevemente:

a. ¿Las condiciones sociales y culturales,

según la historia universal, facilitaron

el trabajo de los científicos?

b. ¿Pueden estos científicos

considerarse “genios” de su época?

Justifica tu respuesta.

c. Al observar el momento histórico en el

que estos científicos hicieron sus

trabajos, ¿qué puedes concluir respecto a

su esfuerzo personal y trabajo científico?

Joseph JohnThomson

Ernest Rutherford

Niels Bohr

1. Completa las siguientes frases con las palabras que

están en el recuadro.

carbono – neutrones – J. Chadwick – átomos

– Demócrito – carga – positivas – catódicos

– núcleo – niveles – Millikan – electrones

– Goldstein – protones – silicio – masa – negativa

– oxígeno – J. Dalton – indivisibles

a. El primer hombre en señalar que la materia

estaba formada por átomos fue _________.

b. Los elementos presentes en la composición del

cuerpo humano, en mayor proporción, son

_________ y _________.

c. J. Dalton plantea en 1803 en su teoría atómica

que “toda la materia estaría constituida por

_________.

d. Thomson trabajó con los rayos _________ ,

descubriendo la partícula subatómica a la que

denominó _________.

e. La corteza terrestre está constituida en un

74,3 % por oxígeno y _________.

f. Posterior al trabajo de Thomson, _________

determinó, en 1906, que los electrones poseen

una masa equivalente a 9,1 · 10–31 kg.

g. Rutherford bombardeó delgadas láminas de

oro con rayos alfa, gracias a lo cual estableció

que los átomos presentaban un núcleo

formado por cargas _______ a las que

denominó ________.

h. En 1886, los experimentos realizados por

_________ le permitieron determinar la masa

de los protones.

i. El gran aporte de Bohr al modelo actual del

átomo fue determinar la existencia de diferentes

_________ de energía dentro del átomo.

j. El científico inglés _________ propuso que los

átomos eran partículas _________.

k. Robert Millikan determinó que los electrones

tenían una _________ igual a –1,6 · 10–19 C.

l. Eugene Goldstein estableció que los protones

tenían una _________ igual a 1,6 · 10–27 kg.

m.El científico inglés _________ demostró la

existencia de partículas eléctricamente neutras.

n. El átomo está compuesto por tres partículas

subatómicas; los electrones de carga

________, los protones ubicados en el

________ y los ________.

Revisemos lo aprendido: Tema 1

38


2. Completa la información solicitada en la siguiente

tabla; asuma que las especies son neutras.

3. Calcula el número de electrones, protones y

neutrones de las siguientes especies.

4. Explica los siguientes principios.

a. De incertidumbre.

b. De mínima energía.

c. De exclusión de Pauli.

d. De máxima multiplicidad de Hund.

5. Escribe la configuración electrónica global de los

elementos, cuyos números atómicos son los

siguientes.

a. 2 b. 5 c. 8 d. 10

6. Completa la información solicitada en la

siguiente tabla.

a. 3517

Cl

b. 94

Be

c. 4020

Ca

d. 8035

Br

e. 5626

Fe

f. 3216

S2–

g. 3919

K+

h. 6530

Zn2+

i. 168

O2–

j. 7934

Se

k. 2713

Al+3

l. 2412

Mg

Z A p+ e– n Elemento6 6

31 1524 28

30 3549 115

83 12677 192

80 3512 12

Númeroatómico

Configuraciónglobal externa

13[Ne]3s1

4[Ne]3s2 3p3

147

[Ne]3s2p5

20[Ar]4s1

Como parte del proceso de aprendizaje, es

fundamental que revises el nivel de logro que

observas respecto a los aprendizajes. Sé honesto(a) al

responder. Solo tú sabrás estas respuestas, y su

resultado te permitirá revisar aquellos aspectos que

consideras que no han sido completamente logrados.

Marca con una X el casillero que correponda:

Logrado (L): Has logrado plenamente.

Medianamente Logrado (ML): Has logrado

parcialmente el aprendizaje, aún falta trabajar algunos

aspectos.

Por lograr (PL): Aún no logras el aprendizaje, debes

seguir trabajando para hacerlo.

Autoevaluación

TEMA 1: EL ÁTOMO

7. Escribe los diagramas de orbital de los

elementos cuyos números atómicos son

los siguientes:

a. 4 b. 6 c. 11

8. Determina el número de electrones de valencia

para cada uno de los elementos configurados

en los ejercicios 5 y 7.

9. Determina la alternativa que responde

correctamente a los siguientes planteamientos.

A. Respecto a la estructura del átomo es cierto

afirmar que:

I. Los electrones poseen cargas negativas.

II. Los neutrones poseen cargas positivas

ubicadas en el núcleo.

III. Los protones se ubican en el núcleo.

IV. Los electrones poseen cargas positivas.

a. Sólo I d. Sólo II y IV

b. Sólo II e. Sólo I y III

c. Sólo I y II

B. Entre los modelos atómicos fundamentales

se encuentran:

I. “Queque inglés”.

II. Modelo planetario.

III. Modelo de Millikan.

a. Sólo I d. Sólo II y III

b. Sólo I y II e. I, II y III

c. Sólo I y III

C. El número de protones, electrones y

neutrones para el elemento “X” de número

atómico 12 y número másico 32 es:

a. 12, 12 y 32. d. 32, 20 y 32.

b. 12, 20 y 32. e. 20, 12 y 12.

c. 12, 12 y 20.

D. El número de electrones del ion “X 5+” de

Z = 20 y A = 40 es:

a. 20 d. 40

b. 25 e. 35

c. 15

E. El número de neutrones para el ion “ Y 3–” de

A = 30 y Z = 15, es:

a. 15 d. 30

b. 20 e. 25

c. 10

F. ¿Cuál es el número de electrones de valencia

según la configuración electrónica 1s2 2s2 2p1?

a. 2 d. 5

b. 1 e. 4

c. 3

Aspecto por evaluar L ML PL

Reconozco que toda la materia consiste decombinaciones de una variedad de átomos deelementos, los que están constituidos por unnúcleo y electrones.

Identifico los dos elementos más abundantes enel Universo, en la corteza terrestre, en laatmósfera y en el cuerpo humano.

Relaciono el número de protones en el núcleo conun determinado elemento del sistema periódico.

Reconozco mis errores y trato de enmendarlos.

Sé que el número de electrones en el átomoneutro es igual al número de protones en elnúcleo, y aplico este principio a la determinaciónde la carga eléctrica de iones monoatómicos.

Conozco la descripción elemental de algunosmodelos atómicos precursores de la teoría modernadel átomo y valoro su importancia histórica.

Actúo responsablemente en el trabajo en equipo.

Conozco los nombres y símbolos de los primerosdiez elementos del sistema periódico y puedoconstruir sus configuraciones electrónicas.

Trato con respeto a mis compañeros y profesor/a.

Soy honesto(a) en mi trabajo, con mis compañeros ycompañeras y profesor o profesora.

He aprendido habilidades de observación,razonamiento e investigación, así como las deexposición y comunicación de resultadosexperimentales o de indagación.

Utilizo el conocimiento y la información paraconocer la realidad.

Aplico la creatividad en la formulación depreguntas e hipótesis.

39

TEMA 2Propiedades periódicas

presentan

distintos

según el modelo actual estáformado por

encuentran los

Átomo

Núcleo

Protones

Niveles deenergía

su distribución

se describe enConfiguración

electrónica

los más externosse denominan

Cada cosa u objeto de la naturaleza tiene características o propiedades que lo

hacen único e irrepetible. Sucede lo mismo con los elementos químicos.

Precisamente, gracias a esas propiedades, la cantidad de compuestos que

pueden formar espontáneamente se multiplica miles de veces por cada

elemento conocido.Observa con atención y completa el siguiente esquema:

Respecto al esquema, responde en tu cuaderno:

1. ¿Cuál crees es la importancia de los electrones de valencia?

2. ¿Participarán los protones en la formación de compuestos? Justifica tu respuesta.


Y para comenzar...

Imagina la siguiente situación:

1. “En una cómoda que tiene cuatro cajones debes ordenar tu ropa de la forma

más eficiente posible. Tienes diez piezas de ropa interior, siete poleras, ocho

camisas o blusas, ocho pantalones, cinco faldas o shorts, cuatro chalecos, tres

chombas, tres pijamas y cuatro chaquetas.

a. ¿Cómo la distribuirías?

b. ¿Qué criterios usas para ordenarla?

c. Existe otra forma de distribución. ¿Cuál?

d. Usarías otro mueble para distribuir tu ropa. ¿Qué características debe tener?

2. Un científico desea ordenar tu ropa eficientemente según los siguientes

criterios: color, uso y temporada en la que se acostumbra.

a. ¿Puede usar el mismo mueble?

b. Si tu respuesta es positiva, ¿cómo organizas la ropa?

c. Si tu respuesta es negativa, ¿cuántas divisiones debería tener el nuevo

mueble? y ¿cómo distribuiría la ropa?

• Propiedades periódicas de

los elementos: radio

atómico, energía de

ionización, electroafinidad

y electronegatividad.

Aproximación a la

tabla periódica.


40

1

23

4

en él se encuentran los en ella se

Sistema periódico de los elementos

Estudiaremos:- Características fundamentales de la tabla periódica.

IntroducciónEn el universo existe una gran cantidad de elementos químicos, cada uno de

ellos con propiedades físicas y químicas características. Tratar de organizarlos

eficientemente fue un verdadero desafío para muchos científicos. En ese

sentido, el sistema periódico es una herramienta muy valiosa, pues en ella se

compila una gran cantidad de información y no solo eso, en sus filas y

columnas se sistematizan representativamente una serie de propiedades.

Paso 1. La observaciónObserva atentamente la siguiente imagen del sistema periódico, que se

denomina “tabla muda”. Luego desarrolla el paso 2, “Preguntas de investigación”.

Paso 2. Preguntas de investigaciónObservando la tabla muda y recordando lo que has visto y conoces del

sistema periódico de los elementos, ¿qué datos faltan? No es necesario que

recuerdes los datos o números específicos, pero sí criterios generales. Por

ejemplo, en la tabla periódica cada elemento tiene un color específico,

¿recuerdas cómo están distribuidos?

El científico ruso Dimitri Mendeleiev propuso un sistema de organización de

los 60 elementos conocidos hacia 1870, configurando las bases del sistema

periódico actual. Guiado por tu profesor(a), desarrolla el trabajo que se

propone a continuación para dar respuesta a la siguiente pregunta de

investigación. Observa la propuesta de Mendeleiev que aparece en la

siguiente página y determina, ¿cuáles son los postulados de DimitriMendeleiev que aún se observan en el sistema periódico actual?

CIENCIA EN ACCIÓN

Habilidades a desarrollar:- Observación.- Investigación documental.- Selección.- Interpretación.- Ordenamiento.- Clasificación.

TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS

41

Materiales

• Tabla periódica.

• Cartulina.

• Plumones.

• Regla.

• Texto del Estudiante.

• Otros textos de consulta.

H He

Li B

Al Si P S Cl Ar

C N O F Ne

Na Mg

Ga Ge As Se Br KrMn Fe Co NiSc Ti V Cr Cu ZnK Ca

In Sn Sb Te I XeTc Ru Rh PdY Zr Nb Mo Ag CdRb Sr

Yb LuGd Tb Dy HoNd Pm Sm Eu Er TmCe Pr

No LrCm Bk Cf EsU Np Pu Am Fm MdTh Pa

Tl Pb Bi Po At RnRe Os Ir PtLa Hf Ta W Au HgCs Ba

Uuq Uup Uuh Uus UuoBh Hs Mt DsAc Rf Db Sg Rg Uub UutFr Ra

Be


42

Paso 3. Formulación de la hipótesisSegún las observaciones realizadas en la tabla muda, ¿qué hipótesis de

investigación puedes plantear para la pregunta de investigación?

Paso 4. Diseño de investigaciónComo habrás visto, en este trabajo desarrollarás una investigación

bibliográfica, que consiste en consultar diversas fuentes a fin de responder la

pregunta de investigación.

Te recomendamos consultar, además del Texto del Estudiante, los libros que

estén disponibles en la biblioteca de tu escuela o liceo, buscando información

sobre el trabajo realizado por Dimitri Mendeleiev.

Al realizar el trabajo de investigación, ten presente las siguientes características:

• Realizar una recopilación adecuada de datos que permitan redescubrir

hechos, sugerir problemas, orientar hacia otras fuentes de investigación, y

evaluar la hipótesis.

• Realizar la recopilación en forma ordenada y con objetivos precisos.

• Basarse en la utilización de diferentes técnicas, como: localización y fijación

de datos, análisis de documentos y de contenidos.

Tabla periódica de Mendeleiev (versión final).

Mendeleev dejó espacios para los elementos desconocidos con masas atómicas de 44, 68, 72 y 100.

PeríodoGrupo I–R2O

Grupo II–RO

Grupo III–R2O3

Grupo IVRH4RO2

Grupo VRH3R2O5

Grupo VIRH2RO3

Grupo VIIRHR2O7

Grupo VIII–RO4

1 H = 1

2 Li = 7 Be = 9,4 B = 11 C = 12 N = 14 O = 16 F = 19

3 Na = 23 Mg = 24 Al = 27,3 Si = 28 P = 31 S = 32 Cl = 35,5

4 K = 39 Ca = 40 – = 44 Ti = 48 V = 51 Cr = 52 Mn = 55

Fe=56,Co=59,Ni=59,Cu=63

5 (Cu = 63) Zn = 65 – = 68 – = 72 As = 75 Se = 78 Br = 80

6 Rb = 85 Sr = 87 ?Yt = 88 Zr = 90 Nb = 94 Mo = 96 – = 100

Ru=104,Rh=104,Pd=106,Ag=108

7 (Ag = 108) Cd = 112 In = 113 Sn = 118 Sb = 122 Te = 125 I = 127

8 Cs = 133 Ba = 137 ?Di = 138 ?Ce = 140 – – – – – – – – –

9 (–) – – – – – –

10 – – ?Er = 178 ?La = 180 Ta = 182 W = 184 –

Os=195,Ir=197,Pt=198,Au=199

11 (Au = 199) Hg = 200 Ti = 204 Pb = 207 Bi= 208 – –

12 – – – Th = 231 – U = 240 – – – – – – –


43

Paso 5. Registro de observaciones y Paso 6. Recopilación y ordenamiento de datosEn el cuaderno, registra los datos relevantes de cada texto en el que

investigues. Para ello, te proponemos sistematizar la información en una

bitácora como la que se muestra a continuación:

Paso 7. Análisis de datosConsiderando la información recopilada en la investigación bibliográfica, te

proponemos completar la tabla periódica muda con los aportes de Mendeleiev.

Compara la tabla periódica que has completado con un sistema periódico actual.

a. ¿Observas semejanzas? ¿Cuáles?

b. ¿Observas diferencias? ¿Cuáles?

H He

Li B

Al Si P S Cl Ar

C N O F Ne

Na Mg

Ga Ge As Se Br KrMn Fe Co NiSc Ti V Cr Cu ZnK Ca

In Sn Sb Te I XeTc Ru Rh PdY Zr Nb Mo Ag CdRb Sr

Yb LuGd Tb Dy HoNd Pm Sm Eu Er TmCe Pr

No LrCm Bk Cf EsU Np Pu Am Fm MdTh Pa

Tl Pb Bi Po At RnRe Os Ir PtLa Hf Ta W Au HgCs Ba

Uuq Uup Uuh Uus UuoBh Hs Mt DsAc Rf Db Sg Rg Uub UutFr Ra

Be

Título del textoAutor(es)Nº de Edición Año de impresiónEditorial PaísPáginas consultadasRegistro de datos importantes.

Frases que citarás textualmente. (Registrar entre comillas y señalar página)


44

Aspectos por evaluar + +- -

Leímos atentamente cada uno de los textos empleados.

Seleccionamos información relevante en cada uno de los textos.

La información seleccionada nos permitió evaluar eficientemente la hipótesis.

Gracias a la investigación bibliográfica, conocimos el trabajo realizadopor Dimitri Mendeleiev.

Fuimos responsables en las labores que nos fueron confiadas.

Fuimos honestos(as) en la presentación y discusión de los resultados obtenidos.

Nos preocupamos de conocer las acciones de cada uno de losintegrantes del equipo.

Respetamos los derechos de cada uno de los integrantes del grupo.

Paso 9. Evaluación del trabajo realizadoEvaluaremos el trabajo realizado en la investigación bibliográfica, así como el

trabajo del equipo, pues el éxito de la actividad realizada depende de la

responsabilidad y compromiso con que cada uno de los integrantes actuó

en el proceso. Completen la siguiente tabla marcando con una X el casillero

que corresponda.

Paso 8. Conclusión y comunicación de resultadosSegún el análisis de datos, evalúa la hipótesis de investigación y concluye

respecto al aporte de Dimitri Mendeleiev al sistema periódico actual.

Para comunicar tus resultados, te proponemos construir una tabla, en la

cartulina, en la que identifiques los aciertos y errores del científico ruso respecto

a la construcción de un sistema de información. Para ello, debes considerar la

investigación bibliográfica y apoyar tus observaciones con citas textuales.

Sistema periódico de los elemento químicos.Trabajo de Dimitri Mendeleiev.

Aciertos Errores


45

Tabla periódicaEn el siglo XIX se habían caracterizado unos 60 elementos, lo que hacíanecesaria su clasificación. Además, se observaba experimentalmente queciertos elementos presentaban semejanzas. Por ejemplo, el Cobre (Cu), laPlata (Ag) y el Oro (Au) podían reunirse en un mismo grupo y el Sodio (Na),el Litio (Li) y el Potasio (K), en otro.

Entre 1860 y 1870, el científico ruso Dimitri Mendeleiev y el alemán JuliusLothar Meyer, trabajando en forma independiente, llegaron a organizar loselementos químicos conocidos de acuerdo con su masa atómica, lo que lespermitió deducir que en orden creciente de masa los elementos presentabanpropiedades similares que se repetían periódicamente, estableciendo la “Leyperiódica”, gracias a la cual se ordenaron los elementos de similarescaracterísticas en una misma columna.

Mendeleiev presentó su trabajo a la Sociedad Química Rusa en 1869,señalando los siguientes postulados:

1. Si se ordenan los elementos según sus masas atómicas, éstos muestranuna evidente periodicidad.

2. Los elementos semejantes en sus propiedades químicas poseen masasatómicas semejantes (K, Rb, Cs).

3. La colocación de los elementos en orden a sus masas atómicascorresponde a su valencia.

4. Los elementos más difundidos en la naturaleza son los de masa atómicapequeña. Estos elementos poseen propiedades bien definidas.

5. El valor de la masa atómica caracteriza a un elemento y permite predecirsus propiedades.

6. En determinados elementos puede corregirse la masa atómica si seconoce la de los elementos adyacentes.

Años de estudio permitieron deducir a otros científicos que el modeloplanteado por Mendeleiev presentaba aciertos y errores. Entre ellos sepueden mencionar:

Aciertos:Concluyó que faltaban elementos que obedecieran a la secuencia propuesta,razón por la cual dejó libres los espacios que les correspondían, aun cuandono habían sido descubiertos.

Errores:1. No designó un lugar fijo para el hidrógeno.2. Considera una sola valencia para cada uno de los elementos clasificados

y hoy se conocen más de una para algunos elementos.3. Los elementos lantánidos son reconocidos en una sola ubicación, como si

se tratara de un sólo elemento.4. El principal y más importante es que los elementos no siempre están en

orden creciente de sus masas atómicas.

Dimitri Mendeleiev (1834 – 1907).Creador de la Tabla periódica.


Elementos como oro, plata,estaño, cobre, plomo ymercurio eran conocidosdesde la Antigüedad.


46

En http://www.lenntech.com encontrarás el detalle del descubrimiento de los

elementos químicos en el buscador de la página.

Figura 17. Tabla periódica de los Elementos Químicos.

La Tabla periódica de los elementos que actualmente empleamos es similar ala de Mendeleiev, aunque se ordena en función del número atómico (Z) deacuerdo con la ley fundamental que rige la clasificación de los elementos.Según ésta,“las propiedades periódicas de los elementos son funcionesperiódicas de sus números atómicos”dando origen a filas horizontalesllamadas períodos, siete en total, y columnas verticales, conocidas comogrupos o familias, 18 en total, antiguamente divididos en los A y los B.

Los grupos 1,2 y 13 al 18 (antiguas IA, IIA y IIIA al VIIIA) agrupan loselementos representativos, que se caracterizan por terminar suconfiguración electrónica en los subniveles s o sp. La notación antigua de loselementos representativos, permitía saber el número de electrones presentesen el último nivel. Por ejemplo, IIIA indica que los elementos ubicados enesa columna poseen 3 electrones de valencia, que son los que participan enlas reacciones químicas. El grupo 18 (VIIIA) corresponde a los gases nobles.Los grupos del 3 a 12 (antiguos B), corresponde a los elementos detransición, y se caracterizan porque en su configuración electrónica, losúltimos electrones ocupan los subniveles d y f.

Tabla periódica de los elementos


47

Como puedes observar, el primer período está compuesto sólo por doselementos, el Hidrógeno y el Helio; el segundo y el tercer período contienen 8elementos cada uno; el cuarto y el quinto período están constituidos por 18elementos, mientras que el sexto y el séptimo período presentan 32 elementosquímicos. Para hacer de la Tabla periódica un instrumento manejable, losperíodos seis y siete se separan en lantánidos y actínidos, cada uno de loscuales se dispone horizontalmente en la base de la Tabla periódica.

Los grupos o familias están constituidos por elementos con propiedadesquímicas análogas y se ordenan de acuerdo con su configuración electrónica.

1. Escribe la configuración global externa de los siguientes pares de elementos:

Habilidades a desarrollar:- Recolección y

ordenamiento de datos.- Predicción.- Establecer relaciones.

2. Observa los pares configurados. ¿Qué puedes decir respecto a su capa

de valencia?

3. Identifica a qué grupos de la Tabla periódica representan los pares propuestos.

4. Reconoce el período de la tabla al que pertenece cada elemento y observa

el último nivel configurado. ¿Qué puedes concluir?

5. ¿Qué has aprendido al aceptar y desarrollar este desafío?

a. Li – K

b. Be – Sr

c. B – Ga

d. C – Si

e. Cu – Ag

f. Zn – Cd

g. Sc – Y

h. Cr – Mo

DESAFÍO

CIENTÍFICO

Tal como puedes deducir, en la actividad anterior los grupos estánsubdivididos y presentan configuraciones electrónicas con una terminacióncaracterística. Por otra parte, los periodos coinciden con el último nivel deenergía (n) configurado. Observa con atención la siguiente tabla resumen.

Grupo Nombre Terminación característica1 Alcalinos ns1

2 Alcalinos térreos ns2

13 Térreos ns2 np1

14 Carbonoides n s2 np2

15 Nitrogenoides n s2 np3

16 Calcógenos ns2 np4

17 Halógenos ns2 np5

18 Gases nobles o inertes ns2 np6, a excepción del He, que presenta configuración ns2

3 de metales de acuñar (n–1)d 10 ns1

4 del cinc (n–1)d 10 ns2

5 del escandio (n–1)d 1 ns2

6 del titanio (n–1)d 2 ns2

7 del vanadio (n–1)d 3 ns2

8 del cromo (n–1)d5 ns1

9 del manganeso (n–1)d5 ns2

10 del hierro (n–1)d 6 ns2

11 del cobalto (n–1)d 7 ns2

12 del níquel (n–1)d8 ns2

Habilidades a desarrollar:- Observación.- Predicción.- Registro y ordenamiento

de datos.- Elaboración de

conclusiones.

Propiedades de los elementosCIENCIA EN ACCIÓN

Estudiaremos- Propiedades de elementos metálicos y no metálicos.

IntroducciónLos elementos químicos se clasifican como metales, no metales y

metaloides. Cada uno de ellos presenta características y/o propiedades

específicas, que los hacen aplicables en diversos campos de la industria, la

medicina, el hogar, entre otros.

A diferencia de las anteriores actividades de indagación científica, te

proponemos que seas tú y un grupo de trabajo los que elaboren todos los

pasos de la investigación ya estudiados y que les recordamos en el “esquema

virtuoso” de la investigación científica, para responder la siguiente pregunta de

investigación: ¿Qué tipo de elemento (metal o no metal) son el grafito y elcobre, según sus respectivos comportamientos?


48

Materiales y reactivos

• Barra de grafito (mina de

portamira 0.9 mm).

• Alambre de cobre.

Exploración

Preguntas de exploración

Formulación de hipótesis

Diseño experimental

Registro de observaciones

Recopilación y ordenamiento de datos

Análisis de datos

Conclusión y comunicación de resultados

Evaluación del trabajo

Orientaciones generales A continuación, presentamos algunas sugerencias para responder la pregunta

de investigación.

1. Para resolver la pregunta de investigación, deben acotarla y comprenderla a

cabalidad; deben responder, antes de comenzar a experimentar:

a. ¿Cuál es la finalidad de la pregunta?

b. ¿Qué posible respuesta (hipótesis) formulan para la pregunta?

2. Una vez que comprenden la pregunta de investigación a cabalidad, es

necesario determinar si existe información disponible en textos u otros

medios, como revistas de investigación, publicaciones científicas, etc., que

hagan referencia al fenómeno que estudian. Según la información

recopilada, deberán determinar si:

a. Desarrollan una investigación documental, es decir, basándose en citas

textuales y estudios ya realizados que establecen un proceso de investigación.

b. Ejecutan una investigación experimental, cuyo sustento también es

teórico, pero además elaboran una secuencia de pasos o un mecanismo

que les permita someter la hipótesis a comprobación. Si optan por esta

posibilidad, deben determinar claramente materiales y reactivos que

serían necesarios.

3. En el caso indicado en 2.b, deberán desarrollar un trabajo experimental,por ende, deberán:

a. Seleccionar material.

b. Seleccionar reactivos.

c. Respetar las normas de seguridad en el laboratorio, como por ejemplo:

• Todos deben usar delantal.

• No deben tocar ni oler los reactivos.

• Deben revisar el diseño experimental elaborado por el grupo con

el docente.

• La mesa de trabajo se mantiene limpia y ordenada.

• Si alguna sustancia salpica a su cuerpo, manos u ojos, deben informar de

inmediato a su profesor o profesora.

• Recuerden usar guantes o anteojos de seguridad cuando se indique.

Usos de algunos metales y no metales

El titanio se usa en naves espaciales, relojesde lujo y en cirugía de huesos y dientes.

El flúor, se usa en la fabricación de pastasdentales, como fluoruro sódico.


49


50

4. Una vez concluido el proceso de investigación, NO OLVIDEN la

evaluación. En este caso, les proponemos las siguientes preguntas para

desarrollar la autoevaluación.

a. La pregunta de investigación, ¿guió la búsqueda bibliográfica?

b. La información recopilada en la búsqueda bibliográfica respecto a las

propiedades de los metales y no metales, ¿facilitó el diseño experimental

para comprobar el comportamiento del grafito y del cobre?

c. En el diseño experimental, ¿se consideraron las normas de seguridad?

d. ¿Cuál es la evaluación de la hipótesis experimental?

e. ¿Cuál es la conclusión del trabajo realizado?

Tomar conciencia del conocimiento y la comprensión sobre las ideas

científicas a través de la indagación implica realizar una serie de

actividades para estudiar el mundo natural y proponer explicaciones de

acuerdo con la evidencia que proviene del trabajo científico. Revisaremos

cuántas de estas acciones estás realizando en tu práctica diaria.

Si has respondido en alguno de los indicadores “nunca” o “a veces”, es preciso

que desarrolles o fortalezcas ese indicador con ayuda de tus compañeros y

compañeras o de tu profesor o profesora para ser un estudiante exitoso en la

indagación científica.

Indicadores Nunca A veces Siempre

1. Llevo a cabo observaciones sobre los fenómenos en estudio.

2. Manifiesto curiosidad en mi trabajo cotidiano.

3. Defino preguntas a partir de los conocimientos previos.

4. Reúno evidencias utilizando la información de la Web.

5. Utilizo las investigaciones previas.

6. Planteo posibles explicaciones o hipótesis preliminares.

7. Planifico y llevo a cabo investigaciones sencillas.

8. Recopilo evidencia a partir de la observación.

9. Explico los fenómenos basándome en las evidencias.

10. Añado datos a las explicaciones.

11. Considero otras opiniones científicas.

12. Considero nuevas evidencias.

13. Compruebo las explicaciones existentes del tema.

14. Comunico los resultados de manera científica.

15. Doy a conocer una explicación basada en las evidencias.


51

Los elementos se pueden clasificar de acuerdo con sus propiedadesestructurales, eléctricas e incluso según sus configuraciones electrónicas.

Los metales se ubican en la parte izquierda y central de la Tabla periódica,caracterizándose por ser buenos conductores de calor y electricidad. En sumayoría son sólidos y brillantes, son maleables (pueden laminarse) ydúctiles (presentarse como alambres), como muestra la Figura 18.

Metales, no metales y metaloides

Figura 18. Aplicaciones de elementos metálicos: Al, Fe y Zn.


Los elementos metálicostienen diversas aplicacionesen la vida cotidiana. Porejemplo, el Aluminio (Al) yel Estaño (Sn), sonelementos que en aleacióncon otros metales tienendiversas aplicacionesindustriales, como en lafabricación de las latas deconserva y bebidas. Éstasúltimas, generalmenteelaboradas con hojalata, esdecir, acero recubierto porestaño o por aluminio.

Figura 19. Las minas de grafito, empleadas en lápices portaminas, están constituidas de carbono (C).Durante la limpieza dental, los odontólogos aplican un gel de flúor, mediante la técnica denominadatopicación, gracias a la que se protegen las piezas dentarias de futuras caries y endurece el esmalte dental.

Figura 20. El silicio se utiliza como materia prima para la elaboración de siliconas. Asímismo, esampliamente empleado en la industria electrónica, para la fabricación de chips, con los que esposible montar diversos circuitos electrónicos.

Los no metales representados en la Tabla periódica (por ejemplo, los moradosen la Figura 17 de la página 46) se ubican en la parte superior derecha de latabla, entre los cuales se incluyen el Carbono, el Nitrógeno, el Fósforo, elOxígeno, el Azufre y los halógenos; además del Hidrógeno. Se caracterizanpor ser malos conductores de la corriente eléctrica y excelentes aislantestérmicos, se pueden presentar en cualquiera de los estados de la materia y sequiebran con facilidad cuando se manifiestan como sólidos puros, por lotanto, no son dúctiles y no tienen brillo. En la Figura 19 se muestranmateriales y aplicaciones en los que participan elementos no metálicos.

Los semimetales o metaloides representados en la Tabla periódica de coloranaranjado(según la Figura 17) se caracterizan por presentar uncomportamiento intermedio entre los metales y los no metales.


52

2. Define brevemente:

a. Metal. b. Metaloide. c. No metal.

3. Investiga cuáles son las propiedades de los siguientes elementos y cuál es

su importancia para el cuerpo humano. Clasifícalos como metales, no

metales o metaloides.

a. Sodio. b. Oxígeno. c. Carbono.

4. ¿Qué es una secuencia isoelectrónica?

5. ¿Qué es el efecto pantalla?

6. Ordena las siguientes piezas de dominó de forma que calcen las

configuraciones electrónicas con los símbolos de los elementos.

Habilidades a desarrollar:-Inferir.-Descripción.-Comparación.-Investigación bibliográfica.

1. Sin mirar la Tabla periódica, completa en tu cuaderno la información que

falta en el siguiente cuadro, suponiendo que todos los elementos

químicos son neutros (p+ = e–). Una vez terminados los cálculos, usa la

Tabla periódica para corroborar tus resultados y completar la columnas 5

y 6 (nombre del elemento y clasificación).

DESAFÍO

CIENTÍFICO

Ne[H

e]2s

2

Li[H

e]2s

2 2p3

Be

N

F

B

[Ne]

3s1

[He]

2s2 2

p1 [He]

2s1

[He]

2s2 2

p6

[He]

2s2 2

p5Na

z Grupo PeriodoConfiguración

electrónica globalexterna o resumida

Nombredel

elemento

Clasificación (metal,metaloide o no metal)

20 2 3[Ne]3s1

[Ar]4s2 3d10 4p1

17 329

4 5[Kr]5s2 4d10 5p5

[Ne]3s2

15 213 [Ne]3s2 3p1

1 64 4

38 2[Ar]4s2 3d 6

[Ne]3s2 3p6


53

Existe una serie de propiedades en los elementos que varían regularmente enla Tabla periódica: son las llamadas propiedades periódicas. Entre ellas seencuentran la afinidad electrónica o electroafinidad, la energía o potencial deionización, la electronegatividad, el radio atómico, el volumen atómico.

Estas propiedades, tanto físicas como químicas, dependenfundamentalmente de la configuración electrónica del elemento, puesto queen un átomo, la corteza electrónica, que contiene tantos electrones, comoprotones tiene el núcleo, de forma que el átomo sea eléctricamente neutro, yno está distribuida de manera uniforme, ya que los electrones se disponenen capas concéntricas alrededor del núcleo como muestra la Figura 21.

La atracción del núcleo atómico sobre un electrón en una capa se ve, pues,apantallada por los electrones que existen en las capas inferiores (que lorepelen hacia el exterior) y reforzada por los electrones existentes en lascapas exteriores (que lo repelen hacia el interior del átomo).

Cuando se estableció la ordenación periódica de los elementos, se realizó deforma que elementos con propiedades químicas similares cayeran en lamisma vertical o grupo, de modo que algunas propiedades que dependenmás o menos directamente del tamaño del átomo aumentaran o decrecieranregularmente al bajar por el grupo (afinidad electrónica, potencial deionización, electronegatividad, radio atómico y volumen atómico).

En general, podemos clasificar las propiedades más importantes porrelaciones de tamaño y de energía de la siguiente manera:

Volumen atómico

Relaciones de tamaño

Relaciones de energía

Radio atómico

Radio covalente

Radio iónico

Potencial de ionización

Electronegatividad

Electroafinidad

Electropositividad

En http://www.educaplus.org/properiodicas/index.html encontrarás la definición

de cada una de las propiedades y su comportamiento en grupos y periodos.

Figura 21. Fuerzas eléctricasdel átomo.

Fuerzasatractivas(núcleo-electrón)

Fuerzasrepulsivas(electrón-electrón)

Propiedades periódicas


54

Figura 22. Radio atómico (r).

El radio covalente se define como “la mitad de la distancia entre dosátomos iguales unidos por un enlace simple”.

Los radios iónicos se determinan en redes cristalinas y, al igual que elradio atómico, se definen como la distancia entre el centro del núcleo y elelectrón más alejado del mismo, considerando que respecto al átomoneutro, el ion presenta una ganancia o pérdida de electrones. En general, elradio iónico de los iones isoelectrónicos disminuye a lo largo de un período,mientras que aumenta para iones de igual carga a medida que se desciendeen un grupo.

2 r

Volumen atómicoSe define como la cantidad de centímetros cúbicos (cm3) que correspondena un átomo.

En la Tabla periódica, el volumen varía disminuyendo en un periodo deizquierda a derecha y aumenta en un grupo de acuerdo con el incrementode su número atómico. Este hecho se puede explicar si analizamos que enun periodo al aumentar el número de electrones, también se eleva elnúmero de protones, lo que incrementa la fuerza de atracción del núcleosobre el último electrón, produciéndose un efecto de acercamiento de lanube electrónica hacia el núcleo, disminuyendo, por ende, el volumen totaldel átomo. En cambio, en un grupo aumenta el periodo (nivel de energía) ypor ende, la distancia entre el núcleo y el último electrón.

Radio atómico y iónicoComo recordarás, el núcleo atómico es positivo y los electrones son cargasnegativas en constante y rápido movimiento, lo que genera una nubeelectrónica de forma esférica que es más espesa cerca del núcleo y tenue lejos de él.

Los átomos y los iones tienen un tamaño aproximadamente definido queno se estima en una especie aislada (por su tamaño infinitamente pequeño),sino en el estado sólido de un elemento o compuesto.

Se define el radio de un átomo como “la media del radio del átomo envarios compuestos covalentes”, como indica la Figura 22, que estádirectamente relacionado con el volumen del átomo, por lo tanto, suvariación también.

MÁS QUE QUÍMICA

La sal común (NaCl),compuesto muy estable,de propiedades que hacenfactible su uso cotidiano,está formada por el sodio(periodo 3 grupo 1) y elcloro (periodo 3 grupo 17).El primero necesita cederelectrones y el segundoganar, condiciones propiasde los grupos en los quese encuentran.


Los radios atómicos y losiónicos son medidos enÁngstrom (Å).1 Å equivale a 10–10 m, unvalor pequeñísimo0,0000000001 m.


55

Potencial o energía de ionización (P.I.)Es la energía necesaria para retirar el electrón más débilmente retenido enun átomo gaseoso desde su estado fundamental, como muestra la Figura 23.

Figura 23. Representación de la energía de ionización de un átomo de nitrógeno. Es laenergía o trabajo necesario para sacar al electrón más débilmente unido del átomo gaseoso.

Energía

118 Kcalmol

+ N

A + Energía A+ + e–

El proceso se puede representar mediante la siguiente ecuación:

Átomo (gaseoso) + Energía Catión (ión positivo) + 1 electrón (e– )

Pueden removerse uno o más electrones de un mismo átomo, de lo cualdepende el nombre que recibe el potencial de ionización: primero, segundo,tercero, etc., siendo el primero la energía más baja y el último la más alta.El potencial de ionización varía en forma indirecta a los radios atómicos, esdecir, mientras menor sea el radio atómico, mayor será la atracción entre elnúcleo y los electrones, por lo tanto, mayor la energía requerida pararemover al electrón más lejano al núcleo.

Afinidad electrónica o electroafinidad (E.A.)Es la energía relacionada con la adición de un electrón a un átomo gaseosopara formar un ion negativo, como muestra la Figura 24, procesorepresentado por la ecuación:

Átomo (gaseoso) + 1 electrón (e– ) Anión (ión negativo).

Figura 24. Representación de la electroafinidad del átomo de flúor. Es la energíaliberada cuando un átomo neutro independiente acepta un electrón.

+

Las electroafinidades pueden ser negativas cuando se libera energía opositivas cuando se absorbe energía, y son inversamente proporcionales altamaño del átomo.

e–

(g) N+

F(g)

F–(g)

e–

(g)

Energía

81 Kcalmol


56

En http://www.maloka.org/fisica2000/periodic_table/periodic_properties.htmlencontrarás más información sobre la estructura de la materia y las

propiedades periódicas.

Electronegatividad (E.N.)La electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en unamolécula, para atraer hacia sí los electrones de otro átomo en un enlace covalente.

ElectropositividadCapacidad que tiene un átomo para ceder electrones, razón por la cual estapropiedad es inversamente proporcional a la electronegatividad.

Otras propiedades periódicas son:

Estados de oxidaciónCorresponde a la carga que adquiere un átomo neutro cuando setransforma en un ión; por ejemplo:

1. Li Li+ + e– Formación de un catión. El Li pasa del estado cero al estado 1+.2. Br + e– Br– Formación de un anión. El Br pasa del estado cero al estado 1–.

Puntos de ebullición y fusiónEl punto de fusión es la temperatura a la cual un elemento en estado sólidocambia a líquido, mientras que el punto de ebullición corresponde a latemperatura a la cual se produce el cambio del estado líquido al gaseoso.

DensidadRelación entre la masa (m) y el volumen de un cuerpo (V), que en lossólidos y líquidos se expresa en g/mL y en los gases en g/L.

MÁS QUE QUÍMICA

Linus Carl Pauling (1901 – 1994), químicoestadounidense, esreconocido como elquímico más influyente delsiglo XX. Recibió el premioNobel de Química en 1954por sus trabajos sobre laelectronegatividad yenlaces químicos, y en1962 el premio Nobel de laPaz por su campaña contralas pruebas nucleares.

Como podrás observar, la Tabla periódica reúne una gran cantidad deinformación de cada elemento: su número atómico, su número másico y laspropiedades periódicas, es decir, todo lo necesario para explicar elcomportamiento de cada átomo al relacionarse con otros átomos; ensíntesis, explicar el comportamiento de la materia.

V = Md

d = mV

Volumen molarCorresponde al volumen que ocupa un mol de sustancia en condicionesnormales de temperatura y presión (0º C y 1atm.). Además, se puededeterminar a partir de la densidad y la masa molar (M) de la sustancia. Secalcula como:


Un mol es la unidad demedida de la magnitudquímica cantidad desustancia “n”que equivale a6,023 · 1023 átomos,partículas o unidadesfundamentales. Así un molde átomos de Cu esequivalente a 6,023 · 1023

átomos de cobre.


57

Aumenta: Energía de ionización, electronegatividad, afinidad electrónica

Aum

enta

: R

adio

ató

mic

o

Dis

min

uye:

Pot

enci

al d

eio

niza

ción

, el

ectr

oneg

ativ

idad Disminuye: Radio atómico

Región f

Regi

ón s

Región d

Región p


Los gases nobles son loselementos que presentan unmayor potencial deionización debido a que suestructura electrónica decapa cerrada les proporcionagran estabilidad.

Figura 25. Tabla periódica que muestra el comportamiento de las propiedades periódicas.

Sintetizando el comportamiento de las propiedades periódicas en la tabla delos elementos, se observa:

1. Completa las siguientes tablas, extrayendo los datos que correspondan

desde el sistema periódico de los elementos:

Habilidades a desarrollar:- Análisis de datos.- Sistematización de la

información.- Construcción de gráficos.

DESAFÍO

CIENTÍFICO

Elemento Electronegatividad Radio AtómicoHLiNaK

RbCsFr

Tabla Nº 1: Elementos de un mismo grupo.

Elemento Electronegatividad Radio AtómicoKScCrZnAsSeBr

Tabla Nº 2: Elementos de un mismo periodo.

2. Construye dos gráficos (uno por cada tabla de datos) relacionando,

Número atómico con la variable de cada columna. Por ejemplo:

a. Gráfico Número atómico v/s Electronegatividad.

b. Gráfico Número atómico v/s Radio atómico.

c. Gráfico Número atómico v/s Volumen atómico.

Considera las siguientes sugerencias: el gráfico debe estar al centro de la hoja

de trabajo, debe presentar en la parte superior un título, en el que se indica

número de gráfico. En los ejes debes indicar magnitud y unidades específicas,

éstas últimas entre paréntesis, los puntos deben unirlos a mano alzada.


58

Gráfico

Ejemplo de gráfico.

Variable 1(Unidad)

Variable 2(unidad)

120

100

80

60

40

20

01 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Observen el siguiente ejemplo del gráfico:

3. Observa atentamente los gráficos elaborados y luego responde:

a. ¿Cuál es el comportamiento de la electronegatividad a lo largo de un

periodo y de un grupo?.

b. ¿Cuál es el comportamiento del radio atómico a lo largo de un periodo

y de un grupo?.

c. ¿Cuál es el comportamiento del volumen atómico a lo largo de un

periodo y de un grupo?.

d. Según lo observado, explica la siguiente afirmación “las propiedadesquímicas y físicas de los elementos son una función periódica delnúmero atómico”.

4. Observa atentamente los gráficos que hacen referencia a la relación

número atómico v/s radio atómico.

a. Considerando que “los iones positivos son menores en su radio, quelos átomos metálicos de los que proceden. En cambio, los ionesnegativos (aniones) presentan radios mayores a los átomos nometálicos que los componen” (Masterton, W. “Principios y Reacciones”

4º Edición. Thomson. México. 2001). Predice, ¿cómo sería el gráfico que

represente la relación número atómico v/s radio iónico para cada uno

de los elementos tabulados?

Para saber tu nivel de esfuerzo y perseverancia, marca con una X aquellas

acciones que realices en tu proceso de aprender.

Indicadores Sí No

Cuando estudio, trabajo lo más seriamente que puedo.Cuando estudio, sigo esforzándome aunque la materia sea difícil.Cuando estudio, trato de esforzarme en lograr los conocimientos yhabilidades que me enseñan.Cuando estudio, pongo el mayor empeño posible.Cuando estudio, repaso aquellos contenidos que aún no he comprendido.

El aprendizaje es el proceso de adquirir conocimientos, habilidades,

actitudes o valores a través del estudio, la experiencia o la enseñanza.

Si has marcado un no por respuesta, esto te indica que tu nivel de esfuerzo y

perseverancia es bajo y debes trabajar en ello para fortalecerlo.

Los oligometales son elementos químicos

metálicos que se encuentran presentes en

forma residual; se caracterizan por ser escasos y

presentarse en pequeñísimas cantidades. En los

seres vivos se han aislado unos 60, pero sólo 14

de ellos se consideran comunes para casi todos.

Estos son: hierro (Fe), cobre (Cu), flúor (F), boro

(B), vanadio (V), cobalto (Co), molibdeno (Mb),

manganeso (Mn), cinc (Zn), yodo (I), silicio (Si),

selenio (Se), estaño (Sn) y cromo (Cr).

Por ejemplo, sin la presencia del cobalto no

tendríamos vitamina B12, que es fundamental

en la formación de las células sanguíneas. El

selenio potencia la actividad antioxidante de la

vitamina E. El yodo es parte de la estructura de

las hormonas tiroideas que regulan el

metabolismo. Asimismo, el cromo ayuda a

nuestras células a aprovechar la glucosa

para obtener energía. El molibdeno y el

manganeso permiten que algunos mecanismos

enzimáticos funcionen correctamente, y el

magnesio ayuda a nuestro organismo a

absorber el calcio, esencial para los huesos y

dientes. El corazón, por ejemplo,

requiere magnesio para cada latido

y potasio para la contracción

de los músculos.

Nuestro cuerpo necesita aproximadamente dos

tercios de todos los elementos conocidos por el

hombre; por lo tanto, mantenernos sanos

exige tomar estos minerales de manera

balanceada en nuestra dieta para aprovechar

eficazmente los demás nutrientes y vitaminas.

Muchas situaciones de nuestra vida diaria,

como el estrés, dietas demasiado restrictivas y

pobres en nutrientes, provocan desequilibrios

en nuestro cuerpo. Los síntomas de estas

situaciones deficitarias pueden ser calambres

musculares, caída de cabello, fatiga general,

etcétera.

Cuando existe deficiencia, nuestro organismo

intenta compensar el déficit, aumentando la

absorción de minerales en el intestino, los

cuales deben estar presentes en nuestra dieta

en forma iónica, para ser más biodisponibles.

Los podemos encontrar en frutas y vegetales.

Adaptación de artículohttp://www.marnys.com/

Los minerales son elementos químicos que componen el Universo y también a los seres vivos. Así, porejemplo, nuestro cuerpo contiene: cinc, cobre, hierro y azufre, que forman parte de algunas proteínas;magnesio, potasio y sodio, presentes en nuestros fluidos corporales y líquidos celulares. Estos y muchosotros son indispensables, cuando se encuentran en equilibrio, para realizar procesos químicos yeléctricos que mantienen nuestro organismo en funcionamiento. Sin embargo, cuando alguno de ellos seencuentra en exceso o disminuye su concentración, puede provocar enfermedades.

Importancia de los oligometales ionizados en los seres vivos

Para la reflexiónHabilidades a desarrollar:- Análisis de la información.- Formulación de predicciones.

1. ¿Qué son los minerales y cuál es su

importancia para los seres vivos?

2. ¿Cuáles son las propiedades químicas de los

minerales que los hacen indispensables

para la vida?

3. ¿Por qué los iones se clasifican como

biodisponibles?

4. Consulta a tu profesor o profesora de

Biología cuál es la importancia y función

de las vitaminas B12 y E.

5. Investiga qué minerales están presentes

en las tres frutas que más consumes en

la semana.

6. Investiga qué es el metabolismo y qué

sucede cuando las hormonas tiroideas

presentan irregularidades por el exceso y

deficiencia de yodo.

7. Investiga por qué los jugadores de tenis,

en los tiempos de descanso, consumen

plátano y chocolates.

Revista Científica


60

a. La Tabla periódica actual se ordena en

función del ___________ ___________.

b. Los _________________ se pueden

caracterizar por ser buenos conductores

eléctricos y dúctiles.

c. El ____________ ________________ es la

cantidad de centímetros cúbicos que

corresponde a un átomo.

d. Respecto al comportamiento de la

propiedad periódica llamada _________

____________, se puede decir que en la

Tabla periódica su comportamiento

disminuye en un período de izquierda

a derecha.

e. Mendeleiev ordena los elementos en su

Tabla periódica, según los ________

_________.

f. La Tabla periódica actual ordena los

elementos en siete _________ y dieciocho

___________.

g. Los grupos A de la tabla agrupan a los

elementos __________________, que se

caracterizan por terminar su configuración

electrónica en los subniveles s o sp.

h. Los elementos ____ ____________ se

caracterizan por ser malos conductores

eléctricos y excelentes aislantes térmicos.

Desarrolla las siguientes actividades

individualmente y luego compara tus resultados

con los de tus compañeros y compañeras.

Consulta todas tus dudas a tu profesor o profesora.

I. Completa las siguientes frases con las palabras

que están en el recuadro.

número atómico – representativos – pesos

atómicos – metales – no metálicos – filas –

columnas – volumen atómico – radio atómico

III. Define las siguientes propiedades periódicas.

Región f

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 181

2

3

4

5

6

7

Regi

ón s

Región dRegión p

Grupos

Periodos

a. [He] 2s2

b. [Ne] 3s2 3p4

c. 1s2 2s2 2p4

d. 1s2 2s2 2p1

e. [Ne] 3s2 3p5

f. [Ar] 3d3 4s2

g. [Kr] 5s1

h. 1s2

i. [Xe] 6s2

j. [Ne] 3s2 3p3

IV. En tu cuaderno, copia la siguiente tabla y

complétala indicando si aumenta o disminuye el

comportamiento de la propiedad en los grupos

y períodos.

a. Volumen atómico.

b. Radio atómico.

c. Potencial de

ionización.

d. Electroafinidad.

e. Electronegatividad.

f. Electropositividad.

II. Ubica en el esquema de la Tabla periódica cada

uno de los elementos que a continuación se

enumeran, según su configuración electrónica.

Para ello, observa el nivel de configuración y su

capa de valencia.


Propiedad

Comportamientoen el GRUPO

de arriba hacia abajo

Comportamientoen el PERIODO

de derecha a izquierda

Volumen atómico

Radio atómico

Radio iónico

Potencial deionización

Electroafinidad

Electronegatividad


61

Al finalizar el tema revisarás el nivel de logro

respecto a los aprendizajes. Recuerda ser

honesto(a) al responder. Sólo tú sabrás estas

respuestas, y su resultado te permitirá revisar

aquellos aspectos que consideras que no han sido

completamente logrados.

AutoevaluaciónV. Ordena los siguientes grupos de átomos, según

las indicaciones establecidas.

a. Ni – O – Fr. En orden creciente de

electronegatividad.

b. Ca – Be – Ra. En orden creciente de radio atómico.

c. Zn – Fe – Cu. En orden creciente de

electroafinidad.

d. Cl – Al – Na. En orden creciente de potencial

de ionización.

VI. Justifica las siguientes afirmaciones

a. El potencial de ionización del elemento con

configuración 1s2 2s2 es menor que el del

elemento con configuración 1s2.

b. El radio atómico del elemento con

configuración [Ne] 3s1 es menor que el del

elemento con configuración 1s2 2s1.

VII. Selección únicaDetermina la alternativa que responde

correctamente a las preguntas planteadas.

1. Uno de los grandes aciertos de los

postulados de Mendeleiev respecto a la

ordenación de los elementos fue:

a. Designar un lugar fijo para el hidrógeno.

b.Ordenar los elementos en orden creciente

del peso atómico.

c. Dejar los espacios libres de los elementos

que no eran conocidos ni aún descubiertos,

pero que obedecían a la secuencia.

d.Agrupar los lantánidos como un sólo

elemento.

e. Establecer la única valencia de los elementos.

2. “El sodio es un elemento de baja

electronegatividad cuya capa de valencia se

ubica en el tercer nivel de energía”.

Según la descripción, se puede deducir que

el periodo y grupo de este elemento son

respectivamente:

a. 3 y 13 d. 5 y 1

b. 4 y 17 e. 3 y 12

c. 3 y 1

3. La Tabla periódica actual se ordena en

función de:

a. El número másico.

b. El número atómico.

c. La configuración electrónica.

d. La electronegatividad.

e. El potencial de ionización.

Enumera tres estrategias que tomarás para lograr

los aspectos que has marcado como ML y PL.

Elabora un plan de trabajo en una carta Gantt que

considere un mes de duración.

Para elaborar una carta Gantt debes tener claro:

- Tiempo de extensión para abordar las tareas.

- Tareas que derivan de la estrategia propuesta.

- Elaborar una matriz que te permita organizar sus

tareas temporalmente.


Conozco los nombres y símbolos de losprimeros diez elementos del sistemaperiódico, construyo sus configuracioneselectrónicas y, de acuerdo con su posicióndentro del período, puedo predecir acercade si sus características serán metálicas ono metálicas.

Aplico habilidades de observación,razonamiento e investigación.

Reconozco que muchas de laspropiedades de los elementos se repitenperiódicamente, y valoro el ordenamientode los elementos en el sistema periódicocomo el resultado de un proceso históricoen la búsqueda de sistematizar y ordenaruna gran cantidad de información.

Expongo correctamente resultadosexperimentales.

Distingo las propiedades de radio atómico,energía de ionización, afinidad electrónicay electronegatividad y las reconozco comopropiedades periódicas.

Puedo explicar el origen de la variaciónperiódica del radio atómico, de la energíade ionización y de la electroafinidad en loselementos del segundo período.

Soy capaz de aplicar los conocimientosadquiridos a la explicación de fenómenos cotidianos.

Síntesis de la Unidad 1UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA

62

En el siguiente esquema se presentan los conceptos centrales aprendidos en la Unidad 1. Te invitamos a:

1. Completarlo. Para ello emplea como guía las palabras que se encuentran en el recuadro inferior.

2. Descubrir cuáles son los conectores que completan correctamente el esquema, enumerados del 1 al 9.

3. Definir los conceptos dispuestos en cuadros de color celeste.

4. Explicar la importancia de los conceptos dispuestos en cuadros de color amarillo.

Rutherford - Bohr - números cuánticos - exclusión de Pauli - Metaloides -

Períodos - Radio iónico - Potencial de ionización - electronegatividad -

número atómico - neutra - protones - negativa.

Thomson

Modelo MecanoCuántico

ConfiguraciónElectrónica

Positiva

Mínima energía

Máxima multiplicidad

Númeroatómico

PropiedadesPeriódicas

Grupos Metales

No MetalesRadio Atómico

Volumen atómico

Electroafinidad

Átomo

Electrones

Neutrones

4

5

6

8

12

13

31

2

Sistemaperiódico

7 9 10 11n

l

m

s

1. Respecto al radio atómico es correcto afirmar que

a lo largo de un período (de izquierda a derecha)

su valor:

a. Aumenta de izquierda a derecha.

b. Aumenta y luego disminuye, de izquierda

a derecha.c. Aumenta de derecha a izquierda.

d. Disminuye de derecha a izquierda.

e. Se mantiene constante.

2. Electrón diferencial es el electrón más energético

de un átomo. Entonces, los valores de los

números cuánticos n y l para el electrón

diferencial del átomo 13Al son, respectivamente

a. 2 y 1b. 2 y 2c. 3 y 1d. 3 y 0 e. 3 y 2

3. Observando la configuración global externa

[Ne] 3s1, y considerando que el número atómico

del Neón es 10, podría deducir incorrectamente

para el átomo neutro que:

a. Presenta un electrón de valencia.

b. El elemento se ubica en el grupo 1 de la

tabla periódica.c. Si A=23, el elemento presenta 20 neutrones.

d. El total de electrones del átomo es igual a 11.

e. El elemento se ubica en el periodo 3 de la

tabla periódica.

4. La composición química del Universo

principalmente tiene mayor proporción de:

a. Hidrógeno y oxígeno.b. Oxígeno y nitrógeno. c. Carbono y oxígeno.d. Silicio y hierro.e. Hidrógeno y helio.

5. De los siguientes elementos, el (o los) que

presenta(n) dos electrones desapareados en su

estado fundamental es (o son):

I. 6CII. 80III. 4Be

a. Sólo Ib. Sólo IIIc. Sólo I y IId. Sólo II y IIIe. I, II y III

6. El modelo atómico clásico, con sus protones,

neutrones y electrones, se puede considerar un

sistema planetario en miniatura, donde el sol

correspondería al núcleo atómico y los planetas

a los electrones de la envoltura. En este modelo

del átomo:

a. La carga positiva está concentrada en la

envoltura.b. La carga negativa se concentra en el núcleo.

c. La envoltura es eléctricamente neutra.

d. Los protones y electrones se ubican en

el núcleo.e. Prácticamente toda su masa se concentra en

el núcleo atómico.

7. El símbolo químico Sr representa al elemento

denominado:

a. Sodio.b. Estroncio.c. Escandio.d. Estaño.e. Selenio.

8. La configuración electrónica ns2np5 es

característica de los elementos llamados:

a. Halógenos.b. Alcalinos térreos.c. Alcalinos.d. Calcógenos.e. Gases nobles.

9. Respecto a la configuración electrónica de

[Ar]4s1, y considerando que el z del Ar es 18, es

correcto que:

a. Corresponde a un gas noble.

b. Tiene todos sus orbitales llenos.

c. Posee 19 electrones.d. Posee 4 orbitales llenos.e. Posee 4 orbitales tipo s con 1 electrón.

10. Li+ y Be2+ se diferencian en:

I. Símbolos químicos.II. Estado de oxidación.III. Número de electrones.

a. Sólo Ib. Sólo IIc. Sólo IIId. I y IIe. I, II y III

NOMBRE:................................................................................

FECHA: / /

FICHA 1

FO

TO

CO

PIA

BLE

Camino a...

UNIDAD 2

Enlace químico

Introducción

Estudiarás en esta Unidad

• Modelos de enlace.• Estructuras de Lewis. • Energía de enlace. • Enlaces iónicos, covalentes y de coordinación.• Geometría molecular y polaridad.

En nuestra vida interviene cotidianamente un grannúmero de sustancias químicas. Por ejemplo,comenzamos nuestra mañana usando jabón, pastadental, champú, entre otros; continuamos con unataza de té, café, leche o jugo, y así sucesivamente. Tehas preguntado alguna vez ¿cómo están constituidasesas sustancias?

La gran mayoría de las sustancias que a diarioutilizamos no son elementos puros, sino agrupacionesorganizadas de átomos que se unieron para dar origena compuestos esenciales como la sal de mesa. ¿cuántasveces al día ocupamos sal sin detenernos a pensar quées lo que en realidad estamos consumiendo?

¿Qué motiva y causa que los átomos se agrupendando origen a diversas sustancias? La respuestatiene su origen en los enlaces químicos, tema centralde esta Unidad.

65


• Relacionar la configuración electrónica con eltipo de enlace que los átomos formanpredominantemente.

• Comprender que los átomos formancompuestos iónicos, covalentes o metálicos.

• Aplicar los tres modelos de enlace iónico,covalente y metálico a casos simples deinteracciones de átomos.

• Relacionar el enlace químico y la estructuracristalina de un elemento con algunaspropiedades y usos.

• Clasificar en casos simples un enlace iónico,covalente o metálico, usando como criterio laubicación en el sistema periódico de loselementos que intervienen en el enlace.

• Valorar la utilidad de la Estructura de Lewis para explicar y predecir sucomportamiento químico.

• Representar correctamente las estructuras de Lewis de átomos, iones poliatómicos y moléculas.

• Representar tridimensionalmente la forma de diferentes moléculas empleando modelos.

• Desarrollar habilidades de investigación,observación y análisis propios de lametodología científica.

TEMA 1Los átomos se unenEstudiarás en este tema:

• Modelos de enlace.

• Estructuras de Lewis.

• Enlaces iónicos,

covalentes y de

coordinación.

• Estereoquímica –

geometría molecular.

• Polaridad molecular.

• Energía de enlace.

66

UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO

A nuestro alrededor encontramos un sinnúmero de materiales que se han

formado gracias a la unión entre los átomos. Es así como el estado físico de las

sustancias está determinado por la forma en que se unen los átomos.

Completa el siguiente esquema:

Figura 1. Diagrama atómico del cinc.

Figura 2. Diagrama molecular delácido clorhídrico.

30 p+

35 n

17 p18 n 1 p+

Enlace químico

Iónico

Dativo

Compuestos

(1)

(2)

(3)

(4)

2 HCl (ac)

+ Zn (s)

ZnCl2 (ac)

+ H2(g)

Observa con atención y responde:

1. ¿Qué producto obtenido produce burbujeo y humo blanco?

2. Si observas la reacción del cambio de reactantes en productos, ¿cuál de las

siguientes frases representa mejor el proceso? Justifica tu elección.

a. Los reactivos desaparecen.

b. Se forman nuevos productos de sustancias distintas a las de los reactantes.

c. Se forman nuevos productos con las mismas sustancias presentes en

los reactantes.

3. ¿Cómo explicas que las mismas sustancias (hidrógeno, cloro, cinc) de los

reactivos estén presentes en los productos?

4. ¿Puedes explicar cómo se formó el H2

y el ZnCl2?

Reactivos Productos

La reacción química que explica el proceso es la siguiente:

Y para comenzar...

Cuando en un tubo de ensayo agregas un trozo de cinc metálico (Zn) y sobre

él ácido clorhídrico (HCl), observas que se produce un burbujeo y sale humo

blanco por la boca del mismo.

Reacciones químicas. Rompiendo y formando enlaces CIENCIA EN ACCIÓN

67

TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN

Estudiaremos:-Reacciones químicas como procesos en los que se rompen y forman enlaces.

IntroducciónComo viste en la actividad Y para comenzar…, las reacciones químicas

corresponden al proceso en el cual sustancias iniciales, denominadas

comúnmente reactivos, interactúan entre si dando paso a la formación de

sustancia nuevas y distintas a las iniciales, llamadas productos.

Este proceso es de vital importancia en la química, pues todos los elementos

que conocemos reaccionan entre si una y otra vez hasta alcanzar la estabilidad

deseada, estabilidad que se consigue muchas veces al formar compuestos

químicos que empleamos cotidianamente, como por ejemplo la sal, formada

por sodio (Na) y cloro (Cl).

En esta actividad, comprenderemos uno de los aspectos más importantes de

las reacciones químicas, ¡pon mucha atención!

Paso 1. La observaciónEl mecanismo general con el que se representan las reacciones químicas es el

que se muestra a continuación. Obsérvalo atentamente y señala, ¿qué

información puedes obtener de él?

A-B + C-D A-D + C-B

Paso 2. Preguntas de investigaciónDe acuerdo a tus observaciones, ¿qué hace posible el cambio que se produce?

Paso 3. Formulación de la hipótesis¿Qué respuesta probable puedes formular para la pregunta de investigación

planteada?

Paso 4. Diseño experimentalReacción 1. Dióxido de carbono (CO2) y agua (H

2O)

1. En el vaso pp dispongan 150 mL de agua destilada, con la ayuda de

la probeta.

2. Empleando la cinta de pH, registren el pH del agua en vaso. Para ello,

introduzcan una pequeña parte de la cinta de pH en el agua y con la ayuda

de su profesor(a), interpreten el color que observan.

3. Introduzcan la bombilla en el vaso pp y un integrante del grupo comience

a soplar con su boca, provocando burbujeo al interior del agua. Repitan

esta operación por al menos 10 minutos.

4. Vuelvan a registrar el valor del pH con la ayuda de la cinta y de su

profesor(a), para interpretar el color observado.

Reacción 2. Hidróxido de sodio (NaOH) y fenolftaleína (HIn)1. En el vaso pp dispongan 20 mL de agua destilada.

2. Sobre el agua destilada, agreguen una punta de espátula de hidróxido

de sodio.

• Vaso de pp de 100 mL.

• 100 mL de agua

destilada.

• Una bombilla.

• Cinta de pH.

• Hidróxido de sodio

(NaOH).

• Fenolftaleína (HIn).

• Espátula.

• Varilla de agitación.

• Pipeta de 10 mL.

• Probeta de 100 mL.

Materiales

Habilidades a desarrollar:- Observación.- Interpretación.- Identificación.

68


3. Con la ayuda de la varilla de agitación, disuelvan el hidróxido en el agua.

4. Agreguen a la mezcla 20 mL más de agua destilada y homogenicen

empleando la varilla.

5. Sobre la mezcla formada, agreguen 4 gotas de fenolftaleína.

Paso 5. Registro de observacionesEn su cuaderno, registren las observaciones de ambas reacciones químicas.

Pueden elaborar una bitácora para cada una de ellas.

Paso 6. Recopilación y ordenamiento de datosSistematicen la información considerando al menos:

a. Reconocer los reactivos.

b. Describir los cambios más relevantes.

c. Caracterizar los productos obtenidos.

Paso 7. Análisis de datos1. Con la orientación y guía de su profesor(a), completen la representación

simbólica (ecuación química) de los procesos que acaban de realizar:

Reacción 1.

CO2(g)

+ H2O

(l)___________

Reacción 2.

NaOH(ac)

+ HIn(ac)

__________ + __________

2. ¿Cómo explican los cambios que observan?

3. Observen las siguientes representaciones de los compuestos que participan

en las reacciones estudiadas.

Reacción 1.

Reacción 2.

Considerando que las líneas entre los elementos representan “enlaces

químicos”, investiguen:

a. ¿Qué es un enlace químico?

b. ¿Cuál es su importancia en las reacciones?

c. ¿Qué enlaces se forman y se rompen durante la reacciones? Identifiquen

y enumeren en cada caso.

d. Considerando lo aprendido en esta actividad, ¿cómo definirían

reacción química?

+ +

+ +

+ +

+ +Na – O – H + H – In Q Na – In + H – O – H

OII

O = C = O + H – O – H Q H – O – C – O – H+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

++

++

69


Paso 8. Conclusión y comunicación de resultadosPara comunicar los resultados obtenidos y tus conclusiones, diseña un informe

de laboratorio teniendo presente orientaciones como las siguientes:

- El lenguaje a utilizar debe ser elevado, con los recursos léxicos,

morfosintácticos y semánticos disponibles.

- El texto ha de ser estructurado en forma coherente, de modo de transmitir

un mensaje con un discurso formal.

- Cada una de las ideas principales debe ser estructurada en párrafos, según

las indicaciones por página:

Página Descripción

1

Presentación portadaMargen izquierdo superior: Nombre de tu colegio o liceo / Insignia

Identificación del subsector de aprendizajeCentro: Nombre del informe “Laboratorio:

Reacciones químicas”Margen inferior derecho: Identificación de los integrantes del grupo.

CursoNombre profesor(a)Fecha de entrega

2

IntroducciónPresentación del objetivo, las preguntas de investigación, las hipótesis, unbreve resumen de las actividades realizadas y de las posibles conclusionesque se verificarán a lo largo de la experimentación.

3 y 4

Marco teóricoPresentación de los conceptos investigados que se aplican en el laboratorio ysu relación. En este caso, el enlace químico y la reacción química yecuaciones que explican las reacciones químicas estudiadas.

5 y 6Diseño experimentalExplicitación de las actividades experimentales realizadas.

7 y 8Resultados y organización de datosPresentación de los resultados y tablas que los organizan.

9Análisis de los resultadosRespuesta a las preguntas formuladas en el Paso 7.

10

ConclusionesPresentación de las conclusiones obtenidas haciendo referencia a:- La respuesta de las preguntas de investigación y la validez de las

hipótesis planteadas.- El aprendizaje obtenido gracias a la actividad experimental.- Evaluación de la actividad en cuanto a errores presentados, distribución de

roles, asignación de tiempos u otros aspectos por considerar.

11

BibliografíaIndicación de las fuentes bibliográficas utilizadas en el desarrollo de laexperiencia y elaboración del informe. Por ejemplo, si es un libro, sigue elsiguiente orden: Autor (por orden alfabético: apellidos, nombre), título de la obra,editorial, país, año.

70


Paso 9: Evaluar el trabajo realizado

Es fundamental, para actividades posteriores, evaluar el trabajo realizado, así

como el nivel de logro alcanzado respecto a los objetivos propuestos.

Comparte con tu grupo las siguientes preguntas y luego transfórmalas en

indicadores que puedan ser evaluados usando la simbología +, +– y –.

1. ¿Se preocupó cada integrante de leer las habilidades por desarrollar

durante la actividad?

2. ¿Fue cada uno de los integrantes responsable durante el trabajo desarrollado?

3. La actividad propuesta, ¿nos permitió desarrollar la habilidad de investigación?

4. ¿Tuvimos todos una actitud de respeto en la práctica experimental?

5. ¿Pudimos observar las reacciones químicas propuestas y, gracias a ellas,

valorar los enlaces químicos?

6. La actividad propuesta ¿nos permitió desarrollar la habilidad de predecir?

7. La actividad, ¿nos permitió tener una clara idea de lo que son los

enlaces químicos?

8. La actividad propuesta, ¿nos permitió desarrollar la habilidad de observar

y relacionar?

Tomar conciencia del conocimiento y la comprensión sobre las ideas

científicas a través de la indagación implica realizar una serie de

actividades para estudiar el mundo natural y proponer explicaciones de

acuerdo con la evidencia que proviene del trabajo científico. Revisaremos

cuántas de estas acciones estás realizando en tu práctica diaria.


que desarrolles o fortalezcas ese indicador con ayuda de tus compañeros y

compañeras o de tu profesor o profesora para ser un estudiante exitoso en la

indagación científica.

Indicadores Nunca A veces Siempre

1. Llevo a cabo observaciones sobre los fenómenos en estudio.

2. Manifiesto curiosidad en mi trabajo cotidiano.

3. Defino preguntas a partir de los conocimientos previos.

4. Reúno evidencias utilizando la información de la Web.

5. Utilizo las investigaciones previas.

6. Planteo posibles explicaciones o hipótesis preliminares.

7. Planifico y llevo a cabo investigaciones sencillas.

8. Recopilo evidencia a partir de la observación.

9. Explico los fenómenos basándome en las evidencias.

10. Añado datos a las explicaciones.

11. Considero otras opiniones científicas.

12. Considero nuevas evidencias.

13. Compruebo las explicaciones existentes del tema.

14. Comunico los resultados de manera científica.

15. Doy a conocer una explicación basada en las evidencias.

71


En la Tabla periódica actual existen 118 elementos clasificados, pero sicuentas las sustancias químicas que existen en el mercado, tales como la sal,el azúcar, la mayonesa, los jabones, los perfumes, o en la propia naturaleza,como el agua, la azurita, etc., te darás cuenta de que la cantidad desustancias es muy superior a 118. ¿Cómo se explica esto? Simple. Loselementos reaccionan y se combinan unos con otros, formando nuevassustancias a las que llamamos compuestos.

Diversos estudios han demostrado que los elementos en su mayoría soninestables en su estado fundamental, lo que está avalado por la distribuciónde su nube electrónica. De allí la importancia del planteamiento de Kössel yLewis, que estudiarás más adelante, que indica que los átomos tienden enuna combinación química a alcanzar en su último nivel de energía laconfiguración electrónica de un gas noble. Para ello pierden, ganan oincluso comparten electrones con otros átomos, alcanzando estabilidad,señal de la necesidad de formar un enlace químico. Éste se define como lafuerza que mantiene unidos a los átomos en un compuesto, y se clasifica dela siguiente manera:

Enlace iónico

Enlace covalente

Enlace metálico

Enlace químicoPolar dativo

Apolar

Cuando los átomos forman enlaces, solamente lo hacen a través de suselectrones más externos, aquellos que se ubican en el último nivel de energía(electrones de valencia), ya sea perdiendo o ganando tantos como puedaalojar en el último nivel o compartiendo, lo que depende de laelectronegatividad que presenten. Así, por ejemplo, al ser el flúor (F) elelemento más electronegativo del sistema periódico, su tendencia permanenteserá ganar tantos electrones como pueda recibir en su último nivel.

Observemos la configuración electrónica de flúor Z = 9, 1s2 2s2 2p5

Según ésta, podría recibir un electrón en su último nivel, quedando como1s2 2s2 2p6, la misma configuración que el neón.

En http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=55&l=spodrás encontrar definiciones de enlace químico y de otros conceptos importantes.

Hacia el concepto de enlace químico

Figura 6. Representación de la formación de la sal común a partir del metal de sodio y gas de cloro.

+

72


En 1916, los científicos Walter Kössel y Gilbert Newton Lewis, en formaindependiente, establecieron que: “Un átomo en combinación química tiende aalcanzar en su último nivel de energía la configuración electrónica de un gasnoble, para lo cual puede ceder, ganar o compartir electrones con otro átomo”.En el mismo año, G. Lewis, además de establecer la base teórica que explicala conformación de los enlaces, elaboró un sistema de notación pararepresentar los electrones de valencia de cada átomo.En la Notación de Lewis, los electrones del último nivel de energía serepresentan a través de puntos o cruces alrededor del símbolo químico delelemento.Por ejemplo, la configuración electrónica del Oxígeno (O) Z = 8 es: 1s2 2s2 2p4,nos indica que existen 6 electrones de valencia, lo que en notación de Lewisse expresa como lo muestra la siguiente figura de formación de la moléculadel oxígeno:

Na Cl Na+ Cl–

Grupo 1 2 13 14 15 16 17

Notación de Lewis X X X X X X X


La notación de Lewis cobramayor valor cuando seestablece para loscompuestos químicos, puesa partir de ella se puededeterminar su geometría ypredecir su comportamiento.Estamos frente a un claroejemplo de la importanciade los enlaces químicos y suaplicación a la vidacotidiana.

Para el litio (Li) Z = 3, la notación de Lewis según su configuraciónelectrónica 1s2 2s1 será: Li·La participación de los electrones de valencia en la formación de uncompuesto como la sal está representada en el siguiente esquema:

Figura 7. Diagrama atómico de la formación de la sal común en forma iónica.

De acuerdo con lo estudiado en la unidad anterior, cada grupo o familiapresenta una configuración electrónica similar en el último nivel de energía.Aplicando la notación de Lewis se obtiene la siguiente tabla resumen:

La conclusión del postulado de Lewis y Kössel queda establecida en lo que hoyse conoce como regla del octeto, que dice: “cuando se forma un enlace químico,los átomos reciben, ceden o comparten electrones, de modo que el último nivelde energía de cada átomo contenga ocho electrones, adquiriendo laconfiguración electrónica del gas noble más cercano en la Tabla periódica”.Los átomos de los elementos de tamaño pequeño, tales como el Hidrógeno, elLitio y el Berilio, cuando establecen enlaces tienden a completar su último nivelde energía con dos electrones, alcanzando la configuración electrónica del helio,condición conocida como regla del dueto.

Gilbert Newton Lewis (1875-1946), físico-químicoestadounidense que estableció labase teórica que explica laconformación de los enlaces yelaboró un sistema de notaciónpara representar los electronesde valencia de cada átomo.

En http://www.100ciaquimica.net/biograf/cientif/L/lewis.htm podrás encontrar

los trabajos realizados por Lewis y sus aportes a la química moderna.

Símbolos de Lewis

O O+ x

x

xx

xx O O O = Ox

x

xx

xx

73


Habilidades a desarrollar:- Predicción.- Interpretación de datos.

Realiza la siguiente actividad junto a otro estudiante. Luego compara tus

resultados y discútelos con otro grupo de trabajo. Recuerda consultar a tu

profesor o profesora todas las dudas que surjan en el proceso.

1. Completa la siguiente tabla utilizando como fuente de información el

sistema periódico.

2. Observa atentamente los datos y predice:

a. ¿Qué información relevante proporciona la configuración global externa?

b. ¿Qué ión formaría cada uno de los elementos dispuestos, considerando

su gas noble más cercano y su electronegatividad? Justifica tu respuesta

en cada caso.

c. Representa la estructura de Lewis para cada uno de:

c.1. Los átomos neutros listados.

c.2. Los iones que formarían.

d. ¿Qué comportamiento (metálico o no metálico) tienen cada uno de los

elementos listados?

3. Observa atentamente los siguientes compuestos, todos formados por

elementos listados en la tabla:

• H2O

• Na2O

• Al2O

3

• HCl

• CsCl

• Na2Te

• HS–

• NH4

+

Respecto a ellos:

a. Considerando la información que has reunido para cada elemento y el

análisis del comportamiento de cada uno, ¿cómo explicarías su formación?

b. A partir de su análisis, determina la estructura de Lewis para cada uno de

los compuestos.

Elemento Número atómico Electronegatividad Configuraciónglobal externa

H

Na

Cs

O

Al

Cl

N

Ca

Te

S

DESAFÍO

CIENTÍFICO

74


El enlace químico se forma cuando dos o más átomos comparten pares deelectrones. Sin embargo, el tipo de enlace que forme dependerá de laspropiedades químicas que tenga cada una de las especies participantes.

Enlace iónico o electrovalente Este enlace se forma cuando los átomos participantes presentan unaapreciable diferencia de electronegatividad ( EN), igual o mayor a 1,7,produciéndose la transferencia de uno o varios electrones desde el átomo demenor al que posee mayor electronegatividad. Debido a ello, uno de losátomos pierde electrones, formando un catión, y el otro gana electrones,formando un anión, estableciéndose una fuerza electrostática que los enlaza yda origen a los compuestos iónicos.

El ejemplo más común y cotidiano que podemos encontrar respecto a laformación del enlace iónico y, en consecuencia, de un compuesto iónico esel cloruro de sodio o sal de mesa.Ejemplo 1: Unión del sodio y con el cloro.1. El sodio (Na) presenta la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s1 y una

electronegatividad de 0,9.2. El cloro (Cl) tiene una configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y una

electronegatividad de 3,0.

Si ambos átomos se “unen”, observaríamos el siguiente comportamiento:1. El sodio tiene como gas noble más cercano al neón, mientras que el cloro

tiene al argón; por lo tanto, al sodio (Na) le “conviene”perder un electróny al cloro (Cl) “ganarlo”.

2. La electronegatividad de los átomos (Na 0,9 y Cl 3,0) nos indican que elCl tiene una tendencia mayor que el Na para ganar electrones.

3. En síntesis, el Na cederá un electrón y el Cl lo recibirá, tal como lomuestran las siguientes figuras.

Figura 8. El sodio cede su electrón de valencia al cloro.

Figura 9. El sodio se convierte en el catión Na+ y el cloro en el anión Cl–.

El enlace químico

MÁS QUE QUÍMICA

Se tienen registros yevidencias históricas, talescomo vajillas paraevaporar agua y obtenersal, que indican que elhombre comenzó aemplear el cloruro desodio hace 4700 años,principalmente pornecesidad fisiológica.

En http://www.visionlearning.com/library/ podrás encontrar una

simulación de la reacción del sodio y la formación del cloruro de sodio (sal de

mesa común).


Dado el comportamientode la electronegatividaden la Tabla periódica y laubicación de los metalesy no metales, se estableceque, en general, el enlaceiónico se produce entreun metal que cedeelectrones y un no metalque gana electrones.

75


Figura 10. Simbología de Lewis de la formación del compuesto iónico de cloruro de sodio.

Según notación de Lewis podría expresarse como:

Ejemplo 2: Unión del Ca con el Cl.1. La configuración electrónica del Ca es [Ar] 4s2, su gas noble más cercano

es el Ar Z = 18 y su E.N. 1,0; por lo tanto, en notación de Lewis el calciose presenta como:

Figura 11. Simbología de Lewis del calcio.

2. El cloro (Cl) tiene una configuración electrónica [Ne]3s2 3p5, su gas noblemás cercano el Ar Z = 18 y una E.N. 3,0.

Figura 12. Simbología de Lewis del cloro (CaCl2).

3. La diferencia de E.N. será: EN = E Cl – ECa = 3,0 – 1,0 = 2,0 (mayor a1,7), por lo tanto existe un enlace iónico.Podemos establecer entonces que el elemento de mayor E.N., en este casoel Cl, ganará los electrones suficientes para completar su último nivel deenergía, y el de menor E.N. (Ca) perderá los electrones necesarios paraigualar la configuración electrónica de su gas noble más cercano.

En síntesis, el cloro debe ganar 1 electrón, convirtiéndose en el anión Cl–,y el calcio cede 2, quedando como el catión Ca2+. Se presenta entonces unproblema de proporciones que se soluciona de la siguiente manera: El Cadeberá unirse a dos átomos de cloro, así cada uno recibirá uno de suselectrones, lo que se representa como lo indica la siguiente ecuación:

MÁS QUE QUÍMICA

El cloruro de calcio (CaCl2)es un compuesto químicode amplio uso industrial.Por ejemplo, en la mineríase emplea en el control depolvos y estabilización devías; en la agricultura,como fertilizante; en laconstrucción, comoacelerador de secado delconcreto, y en larefrigeración, comoestabilizante de bajastemperaturas.

Figura 13. Simbología de Lewis de la formación del cloruro de calcio.

Catión Anión

[ ]

Compuestos iónicosDebido a la fuerza electrostática que se establece entre los iones formadosen un enlace iónico, sus compuestos se caracterizan por: a. Ser sólidos a temperatura ambiente.b. Presentar altos puntos de evaporación y fusión.c. Ser buenos conductores eléctricos cuando están fundidos o disueltos en

agua (en disolución acuosa).d. Romperse con facilidad en estado sólido.e. Ser malos conductores de calor.f. Disolverse en agua fácilmente a temperatura ambiente.g. Formar estructuras tridimensionales (redes cristalinas)en estado sólido.

Cl

Ca

Cl Cl Ca2+Ca 2

Cl ClNa Na+ –

+

+– –[ ] Cl[ ]

76


Cl–

Na+

Figura 16. Distribución de los electrones en forma de nube en el HCl.

Figura 14. Modelo de puntos del cristal de NaCl.

Enlace covalente Es aquel que se forma cuando los átomos participantes tienenelectronegatividades similares o iguales, produciendo una diferencia quepuede ser igual o superior a cero y menor a 1,7. Así, a diferencia del enlaceiónico, no se forman iones, puesto que los electrones no se transfieren deun átomo a otro; por el contrario, se comparten.

Por ejemplo, el enlace del ácido clorhídrico (HCl) compuesto presente en eljugo gástrico:1. El hidrógeno (H) presenta la configuración electrónica 1s1 y una

electronegatividad 2,1.2. El cloro (Cl) posee una configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y una

electronegatividad 3,0.

Si ambos átomos se “unen”, observaríamos el siguiente comportamiento: elhidrógeno tiene como gas noble más cercano al helio, el cloro al argón; porlo tanto, ambos átomos “desean”tener un electrón más para asemejarse a sugas noble más cercano.

+ H Cl –

Un ejemplo de red cristalina es la siguiente:

Algunos ejemplos de compuestos iónicos son: el fluoruro de sodio de la pastadental, el yoduro de potasio de la sal común y el fosfato de calcio, que seencuentra en los dientes, huesos, cáscara de huevos y fertilizantes, entre otros.

Figura 15. El fluoruro de sodio (NaF) es un compuesto presente en partes por millón (ppm)en los dentífricos comunes. Su presencia ayuda a prevenir las carias y enducere el esmaltedental. En la cáscara de los huevos se encuentra el fosfato de calcio, compuesto iónico quehace a la estructura más resistente a los golpes.


En un compuesto iónico,la electrovalencia de unátomo se define como elnúmero de electronesganados o cedidos porese átomo durante laformación del enlace.

MÁS QUE QUÍMICA

Uno de los componentesprincipales del jugogástrico es el ácidoclorhídrico (HCl),compuesto químico dealto poder abrasivo que essecretado por las célulasgástricas parietales.

Clasificación Característica Ejemplo

Simple o sencilloo saturado.

Se comparte un par deelectrones.

Agua (H2O).

Doble. Se comparten cuatroelectrones (dos pares).

Dióxido de carbono(CO2).

Triple. Los electrones compartidosson seis (tres pares).

Nitrógeno (N2).

77


Los electrones compartidos forman un enlace que se representa con líneasrectas de la siguiente forma:

La mínima diferencia de electronegatividad ( EN = 3,0 – 2,1 = 0,9) indica queel electrón del átomo de H se une a uno de los electrones del último nivel deenergía del Cl y viceversa, cumpliendo cada átomo con la regla del dueto yocteto, respectivamente, para alcanzar la anhelada estabilidad química.

El enlace covalente se clasifica como polar y apolar atendiendo a la diferenciade electronegatividad entre los átomos participantes.Además, considerando la cantidad de electrones compartidos se puedencatalogar como:

N = NN N

O C OO = C = O

H – O – HH O H

Enlace covalente polarCorresponde al tipo de enlace covalente que se forma cuando la diferenciade electronegatividad ( EN) es distinta de cero, pero inferior a 1,7, dandoorigen a compuestos covalentes conocidos como moléculas diatómicascovalentes, por ejemplo el HCl, y moléculas poliatómicas que se formanpor la unión de tres o más átomos, siendo el átomo central generalmentemenos electronegativo, por ejemplo, el amoniaco (NH3).Un tipo de enlace covalente polar es:

Enlace covalente coordinado o dativoEste tipo de enlace se produce cuando sólo uno de los átomos participantesaporta electrones, siendo siempre de naturaleza polar. Por ejemplo el H2SO4y HNO3.

Enlace covalente apolarTipo de enlace covalente que se forma por la unión de átomos con la mismaelectronegatividad siendo su diferencia ( EN) igual a cero. Este tipo deenlace da origen generalmente a moléculas homoatómicas por ejemplo:H2, N2, O2.

Compuestos covalentes Los compuestos covalentes se clasifican como: sustancias moleculares ysustancias reticulares.

En http://web.visionlearning.com/custom/chemistry/animations/CHE1.7-an-H2Obond.shtml puedes encontrar una simulación gráfica del enlace de

átomos de hidrógeno y del agua.


La energía de enlaces sedefine como la energíanecesaria para romper unenlace y producir ladisociación de unaespecie molecular. Porejemplo:2HCl H2 + Cl2

H– Cl

78


En http://w3.cnice.mec.es/eos/MaterialesEducativos/mem/moleculares/programa/html/actividad02.htm desarrolla la actividad propuesta y clasifica las sustancias.


El alcohol etílico o etanol,además de usarse confines de bebidasalcohólicas, esampliamente utilizado enel sector farmacéuticocomo principio activo dealgunos medicamentos ycosméticos, así comodesinfectante de la pielcuando estádesnaturalizado.

Las sustancias moleculares están formadas por moléculas individualesunidas entre sí, que, dependiendo de su masa molecular y de la densidad delas fuerzas intermoleculares, se pueden presentar como sólido, líquido ygaseoso, caracterizándose por: a. Tener puntos de fusión y ebullición bajos.b. Ser malas conductoras de electricidad y calor.c. Ser solubles en agua cuando son polares y prácticamente insolubles

cuando son apolares.d. Ser blandas.e. Presentar una baja resistencia mecánica.Algunos ejemplos de sustancias moleculares son: el oxígeno, el dióxido decarbono, el agua, el azúcar y el alcohol etílico.

Figura 17. Sustancias molecurales de uso común como A. azúcar, B. agua y C. alcohol etílico.

Las sustancias reticulares, en cambio, están formadas por un númeroindefinido de átomos iguales o diferentes unidos por enlace covalente. No sepuede hablar de moléculas, sino de red o cristal covalente, y la estructura dela red consiste en un número muy grande de núcleos y electronesconectados entre sí, mediante una compleja cadena de enlaces covalentesque se caracterizan por:a. Presentarse sólo en estado sólido.b. Tener puntos de fusión y ebullición muy altos.c. Ser muy duros.d. Ser insolubles en cualquier tipo de sustancia.e. No conducir la electricidad.Algunos ejemplos de este tipo de sustancias son: el diamante, el grafito, el cuarzo.

Figura 18. Sustancias reticulares de uso común como A. trozo de diamante, B. grafito y C. cuarzo.

Los cristales covalentes presentan distintas formas de un mismo elementodenominadas alótropos. Por ejemplo, el grafito y el diamante estánconstituidos por átomos de carbono, pero su distribución espacial esdistinta, formado por sustancias diferentes.

A. B. C.

A. B. C.

79


Habilidades a desarrollar:- Resolución de problemas.- Interpretación de

resultados.- Investigación.- Predicción.

1. Calcula la diferencia de electronegatividad del amoniaco (NH3) y determina

el tipo de enlace que presenta.

2. De acuerdo con la ubicación en la Tabla periódica, predice si la pareja de

elementos químicos forma un enlace iónico, covalente polar, covalente

apolar o metálico.

a. K – F b. H – H c. Al – Al d. S – O

3. Lee atentamente el siguiente texto.

a. Según la información entregada, ¿a qué tipo de sustancia (moleculares o

reticulares) corresponde el grafito y el diamante?

b. ¿Cuál es la diferencia estructural entre estos alótropos que les confiere

propiedades tan distintas?

4 ¿Qué es la resistencia mecánica de las sustancias moleculares?

5. ¿Qué es una aleación?

Aprender ciencia es sinónimo de interpretar los fenómenos

cotidianos para intentar dar una explicación mediante un lenguaje

oral y escrito, usando modelos que deben ser entendidos por todos.

Hablar científicamente implica realizar muchos procedimientos. ¿Cuál

de ellos has utilizado y con qué regularidad?

Algunos procedimientos Siempre A veces Nunca1. Descubrir fenómenos relacionados con el enlace químico.2. Cuestionarse la unión de los átomos.3. Suponer que los átomos se unen formando compuestos.4. Inferir que en el enlace covalente se comparten electrones.5. Deducir que el enlace iónico se forma por sustancias

cristalinas.6. Contradecir que las sustancias moleculares son insolubles.7. Considerar que el ordenamiento de los átomos da

resistencia mecánica8. Comparar el enlace iónico con el enlace covalente.9. Clasificar las sustancias según su enlace químico.10. Interpretar los valores de la diferencia de electronegatividad.11.Divulgar lo aprendido sobre el enlace químico.12.Demostrar que la diferencia de electronegatividad es un

indicador del Porcentaje iónico.

“Algunos elementos existen en más de una forma en el mismo estado físico,

denominadas formas alotrópicas. Una de las más conocidas corresponde al

diamante y al grafito. El diamante es una red rígida tridimensional tetraédrica,

en cambio, el grafito tiene una estructura en capas de dos dimensiones. Esta

-aparentemente- simple diferencia les confiere una serie de propiedades

distintas y particulares, haciendo del primero una de las sustancias más duras

que se conocen y una piedra preciosa de gran valor. El grafito, en tanto, puede

por ejemplo emplearse en lubricantes o en minas de grafito, aquellas que se

emplean para escribir. ¡Sorprende!, ¿no?”

DESAFÍO

CIENTÍFICO

80


Enlace metálicoEste tipo de enlace se presenta en los metales, que forman agregados en losque no se encuentran átomos, sino iones positivos en posiciones fijas ypróximas. ¿Cómo es posible que iones positivos no produzcan repulsión?Esto se debe a que los electrones de valencia se encargan de contrarrestarlas repulsiones electrostáticas al actuar como una nube negativa que sedesplaza a través de todo el sólido metálico.

Figura 19. (A) trozo de oro, (B) aluminio y (C) titanio.

Se ha observado que a medida que aumenta la carga nuclear del elementometálico, su enlace se hace más fuerte y la distancia entre los iones, menor,lo que explica el aumento de la densidad y dureza del metal. Asimismo, laexistencia de la nube electrónica “móvil”formada por los electrones devalencia explica la alta conductividad eléctrica y de calor de los metales.Este tipo de enlace se representa mediante esferas positivas que forman unared metálica.

Figura 20. Esquema de una red metálica.

MÁS QUE QUÍMICA

El nombre del oro (Au)viene del latín aurum quesignifica amanecerbrillante. Gracias altrabajo científico, se hapodido extraer oro purodesde los yacimientospara transformase en unode los metales máspreciados a nivel mundialpor sus múltiplesaplicaciones. Es así comoel 75% de la producciónmundial de este metal seconsume en joyería, el15% en aplicacionesindustriales,especialmente enelectrónica, y el 10%restante en medicina yodontología.

Algunas de las características de los elementos metálicos son producidaspor la naturaleza del enlace metálico:1. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio.2. Los puntos de fusión y ebullición varían notablemente entre los metales.

Esto quiere decir que existen diferencias entre las fuerzas de atracción dela nube electrónica móvil de los distintos metales.

3. La conductividad térmica y la conductividad eléctrica son muy elevadas, yse explica por la enorme movilidad de sus electrones de valencia. Por estarazón, se usan para hacer ollas, para calentar el agua y como dispositivospara conducir la corriente eléctrica, principalmente el alambre de cobre.

4. Presentan brillo metálico, es decir, reflejan la luz.5. Son dúctiles, es decir, que pueden ser estirados como alambres.6. Son maleables, es decir, se pueden hacer láminas con ellos debido a la

enorme movilidad de los electrones de valencia. Esto hace que loscationes metálicos puedan moverse sin producir una rotura.

7. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.Esta propiedad es utilizada en las celdas fotovoltaicas para producircorriente eléctrica.

8. Tienden a perder electrones de sus últimas capas cuando reciben cuantosde luz (fotones), fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico.

En el sitio http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/metalico.htm podrás encontrar una

simulación del enlace metálico.

A. B. C.

+ + + + +

+ + + + +

81


¡Anímate! Desarrolla en tu cuaderno la siguiente actividad en forma

individual, Luego revísala con tu profesor o profesora.

I. Verdadero o Falso: indica si las afirmaciones son falsas o verdaderas.

Justifica las falsas.

1. _____ Los electrones que intervienen en un enlace químico son los que

se encuentran en los niveles de energía más cercanos al núcleo.

2. _____ Los electrones de valencia en la simbología de Lewis son

representados por cruces o puntos.

3. _____ La regla del octeto indica que los átomos en un enlace químico

sólo ceden electrones del último nivel de energía hasta adquirir

8 electrones, es decir, la configuración electrónica del gas noble

más cercano.

4. _____ El litio, cuando se estabiliza y alcanza la configuración de gas

noble, cumple con la regla del dueto.

5. _____ Los compuestos iónicos disueltos en agua se caracterizan por ser

buenos conductores eléctricos.

6. _____ Los enlaces covalentes se clasifican como: simple, doble o

triple, atendiendo a la diferencia de electronegatividad de los

átomos participantes.

7. _____ En un enlace covalente triple se comparten tres pares

electrónicos.

8. _____ Las moléculas poliatómicas están formadas por la unión de tres

o más átomos distintos.

9. _____ Los enlaces covalentes coordinados se caracterizan por

presentar EN igual a cero.

10. _____ Sólo las sustancias reticulares forman redes cristalinas.

II. Cuestionario.

Según la información disponible en las páginas anteriores, responde las

siguientes preguntas:

1. ¿Qué es un enlace químico?

2. ¿Cómo se forma un enlace químico?

3. Pensando en la vida cotidiana, ¿cuál es la importancia del

enlace químico?

4. ¿Qué procedimientos debes ejecutar y qué datos debes tener para

determinar el tipo de enlace que tendrá un compuesto?

5. ¿Qué relación se establece entre el tipo de enlace y las propiedades de

un compuesto?

6. Según tu experiencia cotidiana, por ejemplo con cables de cobre,

láminas de hierro y otros metales, ¿cuál es la importancia de los enlaces

metálicos en la vida diaria? Menciona al menos 3 ejemplos.

7. ¿Qué relación puede establecer entre los elementos metálicos (que

presentan enlaces metálicos) con el efecto fotoeléctrico?

Habilidades a desarrollar:- Comparación.- Aplicación.- Predicción.

DESAFÍO

CIENTÍFICO

82


III. Mi proceso de aprendizaje.

Es importante evaluar el nivel de logro que has alcanzado respecto a los

aprendizajes esperados. Recuerda utilizar la siguiente simbología:


Medianamente Logrado (ML): Has logrado parcialmente el aprendizaje,

aún falta trabajar algunos aspectos.

Por Lograr (PL): Aún no logras el aprendizaje, debes seguir trabajando

para hacerlo.


1. Reconozco los electrones de valencia como actoresprimordiales en la formación de los enlaces químicos.

2. Entiendo que el enlace químico permite explicar y relacionarla estructura con la propiedades de las diferentes sustancias y materiales.

3. Comprendo que los átomos pueden formar compuestosiónicos, covalentes o metálicos.

4. He logrado desarrollar o practicar habilidades científicas comola observación, la predicción, el cálculo, establecer relacionesy comprender por medio de las actividades propuestas.

5. Distingo las diferencias fundamentales entre los compuestosmoleculares, reticulares y iónicos.

6. Puedo identificar el tipo de enlace que presenta un compuestoy precisar algunas de sus características más importantes.

7. Diferencio entre compuestos químicos iónicos, covalentes y metálicos.

8. He sido respetuoso(a) del trabajo de mis compañeros durante lostrabajos en equipo y también en la rutina diaria de cada clase.

1. Observa los aprendizajes que has marcado como Logrados (L). ¿A qué

factores asocias el éxito obtenido con esos aprendizajes?

2. ¿A qué atribuyes que algunos de tus aprendizajes hayan sido

medianamente logrados o no logrados?

3. Enumera en la siguiente tabla los aprendizajes que has marcado como

Medianamente Logrado (ML) y Por Lograr (PL) y complétala.

Aprendizajesidentificados

Nombra el contenido que se relaciona con el

aprendizaje que aún no tequeda muy claro

Nombra el contenido que se relaciona con el

aprendizaje que tienesmedianamente claro

83


Estereoquímica - Geometríamolecular

La formación de enlaces como se estudió con anterioridad, da origen acompuestos de diversas características, cada uno de los cuales tiene asociadauna geometría molecular, es decir, una distribución espacial específica de cadauno de los átomos que lo conforman.La estructura y la forma de las moléculas tienen un rol fundamental en losprocesos químicos y biológicos, por eso los científicos han realizado grandesesfuerzos para obtener con exactitud, a través de diversos instrumentos, lageometría molecular. No obstante, existen métodos teóricos que permitenobtener una aproximación a dicha estructura.En 1957, R. J. Gilliespie y R. Nyholm desarrollaron un modelo basado encriterios electrostáticos para predecir la geometría de moléculas, denominadode repulsión de pares de electrones de valencia (RPEV), cuya idea centrales que los electrones de valencia en torno a un átomo tienden a ubicarse enlas posiciones que minimizan la repulsión electrostática entre ellos.

El modelo RPEV considera para el diseño de la geometría molecular elsiguiente esquema: A Xn Em, donde:A : Corresponde al átomo central.X : Ligandos unidos al átomo central.n : Número de ligandos unidos al átomo central A.E : Pares de electrones libres o solitarios en torno al átomo central.

Entendidos estos como los electrones que quedan en torno al átomo enlas estructuras de Lewis y que no forman enlaces.

m : Número de pares de electrones libres.

Este modelo predice seis geometrías moleculares distintas que estudiarás a continuación:

1. Geometría lineal: presenta dos pares electrónicos de la forma AX2 yforma un ángulo de enlace de 180º, como indica la Figura 21.Un ejemplo es el dióxido de carbono CO2. O = C = O

Figura 21. Modelo tridimensional y estructura de Lewis del dióxido de carbono.

O OC

2. Geometría trigonal plana o triangular: presenta tres pares electrónicosde la forma AX3, formando enlaces de 120º, como muestra la Figura 22.

Figura 22. Modelo tridimensional y estructura de Lewis de trifluoruro de boro.

B

FF

F120º

180º

84


3. Geometría angular: presenta la forma AX2E, puesto que uno de los trespares electrónicos se encuentra libre en el átomo central, formando unageometría angular con ángulos inferiores a los 120º, como muestra laFigura 23.

Figura 23. Modelo tridimensional y estructura de Lewis del ion nitrilo.

N

O O

4. Geometría tetraédrica: presenta cuatro pares de electrones de la formaAX4, formando ángulos de 109,5º, como muestra la Figura 24. Porejemplo, el metano CH4.

Figura 24. Modelo tridimensional y estructura de Lewis del metano.

H

HH H

C

5. Geometría piramidal o piramidal trigonal: presenta cuatro pares deelectrones, pero uno solitario (AX3E), formando ángulos menores a 109º,como muestra la Figura 25.

N

H HH

Figura 25. Modelo tridimensional y estructura de Lewis del amoniaco.

6. Geometría angular: derivada del tetraedro, esta estructura presentacuatro pares electrónicos, de los cuales dos son solitarios, AX2E2,formando ángulos menores a los 109º, como indica la Figura 26.

Figura 26. Modelo tridimensional y estructura de Lewis de la molécula de agua.

H H

O

85


Para determinar correctamente la geometría de una molécula es preciso, enprimera instancia, establecer la estructura de Lewis. Para ello considera lassiguientes recomendaciones:

1. Establecer esqueletos estructurales simétricos con los átomos que nosindique la fórmula.

2. El átomo central del esqueleto será el menos electronegativo cuando sea posible.3. El hidrógeno nunca será un átomo central, pues dispone de un sólo

electrón para enlazar.4. Cuando en la fórmula del compuesto inorgánico existen Hidrógeno y

Oxígeno, tienden a formar enlaces H – O.5. Debes evitar el enlace O – O, a no ser que se especifique que se trata de

un peróxido, compuesto en el que sí se presenta este tipo de enlaces.6. El Oxígeno puede presentar dos enlaces simples, un enlace doble o un

enlace covalente coordinado.7. Los elementos del grupo 14 (IVA), que tienen cuatro electrones de valencia

formarán cuatro enlaces simples, dos enlaces dobles o un enlace simple yuno triple.

8. Los elementos del grupo 15 (VA), presentan cinco electrones de valencia, poreso pueden formar tres enlaces simples: uno doble y uno simple a la vez o unotriple. Con el par electrónico libre pueden formar enlace dativo.

9. Los elementos del grupo 17 (VIIA) forman sólo enlaces covalentesnormales, pues todos tienen siete electrones de valencia. Si forman otrotipo de enlace, será dativo.

Por ejemplo: Determinemos la geometría molecular del SO2.1ºEl Azufre (S) presenta seis electrones de valencia, al igual que el oxígeno (O).2ºLas electronegatividades del S y del O son 2,5 y 3,5, respectivamente.3ºUn esquema simétrico simple sería: O – S – O.4ºPuedes observar que existe entonces un átomo central (S), dos ligandos (O)

y que el átomo central presenta tres pares electrónicos y sólo dos podránser utilizados. En síntesis: AX2E; por lo tanto, su geometría es trigonalangular, como indica la figura 27.

O OS

Figura 27. Estructura de Lewis y modelo tridimensional del dióxido de azufre.

MÁS QUE QUÍMICA

Cuando la proteínapresente en la clara delhuevo cambia de incoloraa blanco significa que seha modificado suestructura, por ejemplo, alsometer a altastemperaturas al huevo.No obstante, puedeocurrir por la acción deotros agentes químicos,como el alcoholdesnaturalizado.Hazlo y compruébalo. Enun vaso de vidrio depositaun huevo crudo sincáscara y luego agregaalcohol hasta cubrirlo. Aldesarrollar este simpleexperimento estarásaplicando la habilidad dela observación.

En resumen, la geometría molecular se puede representar como:

Pareselectrónicos

Electroneslibres Geometría Valor

angularHibridacióno tipo RPEV

Figurarepresentativa

2 0 Lineal 180º sp o AX2 – A –

3 0 Trigonal plana 120º sp2 o AX3

2 2 Angular <120º sp2 o AX2E

4 0 Tetraédrica 109,5º sp3 o AX4

3 2 Piramidal <109º sp3 o AX3E

2 4 Angular 104,5º sp3 o AX2E

2

. .

A

A

A. .. .A

A. .

O

S

O

86


Desarrolla la siguiente actividad en equipos de cuatro integrantes como máximo.

1. Para cada uno de los siguientes compuestos, algunos de ellos analizados

teóricamente en la actividad de la página 73 de este texto, construye su

estructura tridimensional aplicando el modelo RPEV.

a. H2O

b. Na2O

c. PH3

d. CO2

e. CCl4

f. Na2Te

2. Compara las estructuras obtenidas con otro equipo de trabajo y comenten:

a. ¿Qué criterios guiaron la construcción de las estructuras?

b. ¿Cuál de ellas fue la más compleja y cuál la más fácil de identificar?

¿Por qué?

c. Si existen diferencias en alguna de las estructuras confeccionadas,

¿cuáles son? Deduzcan cuál de las estructuras es la correcta.

Expliquen brevemente.

3. Discutan y respondan entre ambos grupos.

a. ¿Qué tipo de enlace presenta cada molécula?

b. Lean atentamente la información proporcionada en las páginas 87 y 88

del texto. Según dicha información, ¿cuál es la polaridad molecular de

cada uno de los compuestos?

c. En sus cuadernos, elaboren los dibujos que explican la polaridad de

cada compuesto -según corresponda-, identificando claramente carga

parcialmente iónica positiva y negativa.

4. El amoniaco NH3, es un gas, que presenta geometría piramidal e

hibridación sp3, siendo una molécula muy utilizada en la industria química.

Investiga cuales son los usos del amoniaco, a nivel industrial y doméstico.

Habilidades a desarrollar:- Investigación.- Aplicación conceptual.- Elaboración de modelos.

• Dos cajas de plasticina.

• Dos cajas de fósforos.

• Cuaderno.

• Lápices.

Materiales

Molécula de Amoniaco.

DESAFÍO

CIENTÍFICO

87


Polaridad molecularComo estudiamos en la definición de los enlaces covalentes, estos puedenser polares o apolares, dependiendo de la diferencia de electronegatividadque se produzca entre los átomos participantes.Para establecer la polaridad de las moléculas diatómicas que presentan dosátomos iguales o distintos basta con determinar la diferencia deelectronegatividad, lo que indicará si son polares o no polares. En lasmoléculas no polares la nube electrónica se encuentra simétricamentedistribuida entre los átomos participantes.

Ejemplo 1: El F2 presenta una EN = 0, siendo su estructura:

Figura 28. Nube electrónica de lamolécula de flúor.

Ejemplo 2: El HCl presenta una EN= 0,9. Al existir una diferencia deelectronegatividad, la nube electrónica se desplaza levemente hacia elelemento más electronegativo, en este caso el Cl. Así, la molécula siendoneutra se comporta como un dipolo eléctrico, es decir, el átomo menoselectronegativo presenta una carga parcialmente iónica ( +) y el máselectronegativo ( –), lo que se representa en la Figura 29:

+ –

– –+

Figura 29. Nube electrónica de lamolécula de cloruro de hidrógeno.

Para determinar la polaridad de las moléculas poliatómicas de tres o másátomos, además de conocer las electronegatividades es necesario establecer lageometría molecular para definir la distribución de la nube electrónica.En la estructura molecular se recomienda reemplazar los enlaces por vectores,cuya dirección sea desde el menos electronegativo al más electronegativo de losátomos enlazados y su magnitud sea una aproximación referencial a la diferenciade electronegatividades, tal como lo muestran los siguientes ejemplos.

Figura 30. Comportamientos electrónicos del BeCl2 y NH3.

Cl

3,0 1,5 3,0

3,0

2,1

ClBe

–

+ +

+

N

H H

H

En http://organica.fcien.edu.uy/tema2.pdf puedes encontrar más información

sobre polaridad molecular.

Cl

Desplazamiento dela nube electrónica.

H

FF

88


Puedes observar en el BeCl2 que los electrones se desplazan desde el Behacia el Cl (del menos electronegativo al más electronegativo), siendo

EN = 1,5 en ambos enlaces. En el NH3, los electrones viajan desde los H hacia el N, y la EN = 0,9 en cada uno de los casos. Reemplazando losenlaces por vectores, obtenemos lo siguiente:

EN 1,5 EN 1,5

180º Vector electrónico

0,9 0,9 0,9BeCl2 NH3

Figura 31. Representación de enlaces por vectores.

En el caso del BeCl2, la suma de los vectores, vector resultante que refleja elmomento dipolar (μ), es igual a cero (μ = 0); por lo tanto, la molécula esno polar. Para el NH3 la suma vectorial es distinta de cero, es decir, el momentodipolar μ 0, lo cual indica que es una molécula polar.

Energía de enlaceSe define como la energía necesaria para romper el enlace específico en lamolécula, como muestra el siguiente gráfico.


Las interaccionesmoleculares sonresponsables de algunaspropiedades de lassustancias, entre ellas,punto de ebullición, defusión, estado deagregación y solubilidad.Por ejemplo, el agua y elaceite “no se mezclan”omejor dicho, una no sedisuelve en la otra. Estehecho se explica por lapolaridad de cada una deellas. El agua es polar(oxígeno con carga negativae hidrógeno con cargapositiva), en cambio elaceite no lo es, razón por lacual no se “sienten atraídasentre sí”.Por ende, el agua será“solvente universal”,siempre y cuando, laespecie que se disuelva enella sea una molécula polar.

Determina la polaridad de las moléculas que se indican a continuación.

a. HCl c. O3

e. Na2O g. BF

3i. HNO

2

b. BeCl2

d. CCl4

f. KOH h. PH3

j. SO3

Habilidades a desarrollar:- Comprensión.- Aplicación.- Predicción.

Mientras mayor sea la energía de enlace, mayor será la atracción que seestablecerá entre las moléculas. Aquellas con enlaces iónicos y covalentespolares presentan las energías de enlaces más altas, mientras que las más bajasserán las moléculas de los enlaces covalentes apolares y puentes de hidrógeno.Por ejemplo, si analizamos el NaCl, compuesto químico de uso común, muyestable, que funde a 800 °C. Esta tremenda estabilidad tiene que ver con laatracción de cargas (+) y (–) que forman lo que conocemos como enlaceiónico. La energía de interacción iónica es aproximadamente –504 ,donde el signo (–) indica que la fuerza es atractiva. Así, el par-iónico poseeuna energía más baja que la de los iones separados.

KJmol

Figura 32. Representación de la energía de enlace.

Ene

rgía

A + B

Energía del enlace A-B

Estado inicialÁtomos separados enestado gaseoso

Estado finalÁtomos unidos enestado gaseoso

A-B

DESAFÍO

CIENTÍFICO

89


Interacciones molecularesHasta aquí hemos estudiado la formación de moléculas a partir de dos o másátomos que aportan sus respectivas propiedades químicas, dándole a lamolécula un conjunto de propiedades específicas. Pero, a decir verdad, nuestrainteracción cotidiana no se produce con una molécula, sino con un conjuntode ellas. Por ejemplo, en un vaso de agua no existe una molécula, sinomillones que se encuentran enlazadas entre sí gracias a fuerzas de atracciónque dan origen a los enlaces intermoleculares o interacciones molecularesclasificadas como:

1. Atracción dipolo – dipolo: estas fuerzas de atracción se producen entre doso más moléculas polares, estableciéndose asociación entre el extremo positivode una molécula con el extremo negativo de otra, como lo indica la Figura 33.

Figura 33. Representación de la nube electrónica entre dipolos.

– + – +

– +

+ –

2. Atracción ion–dipolo: interacción de una molécula polar con un ion decomportamiento positivo o negativo, como lo muestra la Figura 34.

Atracción catión-dipolo

Atracción anión-dipolo

Figura 34. Representación de la nube electrónica entre un ion y un dipolo.

+

–

3. Fuerzas de London: conocidas como fuerzas de dispersión o fuerzasdipolo-transitivas o atracciones de tipo dipolo inducido- dipolo inducido.Estas son de las fuerzas de atracciones más débiles y surgen entremoléculas no polares. Se producen cuando estas moléculas no tienenpolos y son inducidas a provocar un desplazamiento momentáneo yrelativo de los electrones, generando un polo positivo y otro negativo alque se le llama “dipolo transitorio”, gracias al cual se sienten atraídas.

Figura 35. Representación de la nube electrónica entre moléculas nopolares y las fuerzas generadas entre ellas.

Moléculas no polares que serán inducidaso polarizadas.

+ – + –

En http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/waals.htm encontrarás más

información sobre interacciones moleculares.

Tipo deinteracción

Representación de lainteracción Ejemplos cotidianos

Atracción ión –dipolo.

Sal común en el agua (sustanciasiónicas en líquidos).

Puente dehidrógeno.

Moléculas de agua, moléculas ADN(la unión de átomo de H con N u Oo F).

Atraccióndipolo–dipolo.

Entre moléculas de ácidoclorhídrico.

Fuerzas de London. Bencina, gas licuado.

90


4. Puente de hidrógeno: es un tipo de interacción dipolo–dipolo,especialmente fuerte, que ocurre cuando un átomo de hidrógeno esenlazado a un átomo fuertemente electronegativo, como el nitrógeno, eloxígeno o el flúor. El átomo de hidrógeno posee una carga positivaparcial y puede interactuar con otros átomos electronegativos en otramolécula, como muestra la Figura 36.

H

H

H CH3

CH3H

O O O O

H

H

++

a. Dos moléculas de agua unidasmediante el enlace de puentes

de hidrógeno.

b. Dos moléculas de metanol unidasmediante el enlace de puente

de hidrógeno.

Figura 36. Estructura de Lewis mostrando puente de hidrógeno de las moléculas de (a) agua y (b) metanol.

Para superar las dificultades presentadas en el aprendizaje es

necesario hacer uso de estrategias. De las siguientes, ¿cuáles usas y

con qué frecuencia?

Las fuerzas de Van der Waals corresponden a fuerzas de atracciones de tipodipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido y fuerzas de London.En resumen, las interacciones moleculares que existen ordenadas en formadecreciente respecto a la intensidad son: interacciones iónicas – atracción ión-dipolo – puente de hidrógeno – atracciones dipolo-dipolo – fuerzas de London.


que desarrolles o fortalezcas esa estrategia de estudio.

+

– + – +

MÁS QUE QUÍMICA

Los enlaces de puentehidrógeno proveen al aguade sus propiedadesparticulares, las quepermiten el desarrollo dela vida en la Tierra.También, proporcionan lafuerza intermolecular quemantiene unidas lashebras de ADN.

Estrategias de estudio Nunca A veces Siempre

1. Leer el contenido visto en clases.

2. Subrayar los conceptos claves.

3. Tomar nota de las ideas relevantes.

4. Revisar bibliografía relacionada con el tema.

5. Hacer preguntas del tema.

6. Conversando con mis compañeros(as) sobre el tema.

7. Asociar los contenidos a situaciones cotidianas.

+ – +

La teoría cuántica de Max PlanckRevista Científica

Max Planck “era un hombre a quien le fue

dado aportar al mundo una gran idea

creadora...” Albert Einstein.

Físico alemán que en 1900 formuló

que la energía se irradia discontinuamente

en unidades pequeñas o “paquetes”

separados denominados cuantos, respecto

de los cuales establece que: “La energía de

cada cuanto es igual a la frecuencia de

radiación multiplicada por la constante

universal (o constante de Planck)” en lo

que hoy se conoce como Ley de Planck. Al

respecto, los físicos en la actualidad

creen que la radiación electromagnética

combina las propiedades de las ondas y de

las partículas.

Sus revolucionarias ideas fueron

comprobadas posteriormente por otros

científicos, dando paso al nacimiento de

un nuevo campo de estudio de la física,

conocido como “mecánica cuántica”,

que además proporciona las bases

teóricas para la investigación de la

energía atómica.

En 1905, Albert Einstein, basado en los

trabajos de Planck, demostró que las

partículas cargadas absorbían y emitían

energías en cuantos finitos, que eran

proporcionales a la frecuencia de luz o

radiación, lo que se expresa como:

E = h · v

Donde: h es la Constante de Planck, que

es igual a 6,626 · 10–34 Js.

v es la frecuencia de radiación expresada

en s–1.

No obstante, en un haz de luz no todos

los cuantos presentan la misma

frecuencia, sino que son múltiplos

enteros de una frecuencia fundamental

denominada v0, de modo que:

v = n · v0

Donde n adquiere sólo valores enteros

positivos, de lo cual se deduce que la

energía está cuantizada y puede ser

transferida como un conjunto de las

pequeñas unidades llamadas cuantos.

Los estudios de Planck dieron respuesta

definitiva al cuestionamiento planteado

por otros científicos respecto a la

predicción de la distribución o forma del

espectro de radiación del cuerpo negro,

es decir, la cantidad de radiación

emitida a frecuencia específica a varias

temperaturas… ¿Cuál era el problema?

Los científicos sabían que el color de la

luz que emite un cuerpo está relacionado

con el material del que está hecho y con

la temperatura a la que se encuentra. En

otras palabras, se sabía que la luz azul

con longitudes de onda muy cortas es la

que prevalecía en objetos muy calientes,

mientras que las longitudes de onda roja

(o más largas) indicaban que los cuerpos

se encontraban a menor temperatura. En

cambio, el cuerpo negro absorbía la

radiación de todas las frecuencias, lo que

explicaba su color, pero, además, era

capaz de emitir radiaciones de todas las

frecuencias, independiente de su

composición material. Al respecto,

Planck imaginó las partículas cargadas

con diminutos osciladores, acelerados y

desacelerados repetidamente de una

forma sencilla.

Sus criticas frecuentes al régimen nazi lo

forzaron en 1933 a abandonar la Sociedad

del Káiser Guillermo para enfrentarse con

Hitler en defensa de sus colegas judíos,

lo que según los archivos de la Gestapo

fue la causa de que su hijo Edwin

desapareciera en 1945.

Adaptación de artículo publicado enhttp://www.astrocosmo.cl/biografi/b-m_planck.htm

Para la reflexiónHabilidades por desarrollar:-Aplicación.-Investigación.

1. Investiga qué son los espectros de

emisión.

2. ¿Cuál es la importancia de los espectros

de emisión?

3. Establece la relación entre los postulados

de Planck y el modelo mecanocuántico

de la materia.

4. ¿Qué importancia, en la vida cotidiana,

tienen la ley de Planck?

Revisemos lo aprendido: Tema 1Desarrolla individualmente en tu cuaderno las

actividades propuestas a continuación. Revísalas

junto a tu profesor.

I. Ítem crucigrama.Completa el siguiente crucigrama con los

conceptos claves estudiados en la primera parte

de este tema, relacionados con enlaces químicos,

considerando las definiciones y descripciones

que se hacen a continuación.

1. Fuerza que mantiene unidos a los átomos en

un compuesto.

2. Apellido del científico estadounidense

que elaboró un sistema de notación que

permite representar electrones de valencia de

cada átomo.

3. Nombre de la regla que establece que los

átomos reciben, ceden o comparten electrones,

de modo que el último nivel de energía de

cada átomo contenga ocho electrones.

4. Nombre de la regla que establece que átomos

pequeños completan su último nivel de

energía completando dos electrones.

6

1

2

3

4

5

8

7

92


5. Tipo de enlace químico en la que los

elementos participantes presentan grandes

diferencias de electronegatividad.

6. Tipo de enlace que puede ser clasificado

según la diferencia de electronegatividad

como polar y apolar.

7. Tipo de enlace covalente que se produce

cuando solo uno de los átomos participantes

aporta electrones.

8. Tipo de enlace que presentan los metales.

II. Ítem de desarrollo.Para cada una de las moléculas enumeradas a

continuación determina:

a. Tipo de enlace.

b. Geometría molecular.

c. Polaridad.

1. HF 5. CHCl3

2. BeF2

6. SO2

3. SO3

7. NCl3

4. OF2

8. BCl3

III. Ítem de selección única.Marque la letra de la alternativa correcta.

1. Un enlace covalente puede corresponder a

una o más de estas situaciones:

I. Dos átomos comparten la carga de pares

de electrones.

II. Un átomo entrega totalmente sus

electrones de valencia y otro los acepta

completamente.

III. Dos átomos de igual valencia se unen por

cualquier forma de enlace.

a. Solo I

b. Solo II

c. Solo III

d. I y III

e. II y III

2. Aplicando los principios propuestos en el

texto, la molécula que presenta un enlace

covalente es:

a. KBr

b. KI

c. BF3

d. NH4

+

e. Todas las anteriores

93


AutoevaluaciónAl finalizar esta Unidad revisa el nivel de logro

respecto de los aprendizajes esperados. Recuerda ser

honesto(a) al responder. Sólo tú sabrás estas

respuestas, y su resultado te permitirá revisar aquellos

aspectos que consideras que no han sido

completamente logrados y que son muy importantes,

considerando que todo lo que hoy aprendes es la

base de lo que posteriormente aprenderás.

Marca con una X el casillero que correponda,

recordando que:

Logrado (L)

Medianamente Logrado (ML)

Por lograr (NL)

3. Aplicando la “ E” como medio de

diferenciación del tipo de enlace, el

compuesto que presenta enlaces polares y no

polares es:

a. NaH

b. KCl

c. N2O

3

d. H2O

2

e. LiCl

4. ¿Cuál de las siguientes moléculas presenta un

enlace iónico?

a. H2

b. KF

c. CCl4

d. NH3

e. F2

5. La geometría molecular del tetracloruro de

carbono (CCl4) es:

a. Lineal

b. Piramidal

c. Tetraédrica

d. Angular

e. Trigonal plana

6. ¿Cuál es la geometría y polaridad molecular

del ácido sulfurhídrico (H2S)?

a. Lineal, polar

b. Trigonal Angular, apolar

c. Angular, polar

d. Trigonal plano, apolar

e. Trigonal plano, polar.

7. ¿Cuál de los siguientes compuestos es un

mejor electrolito en agua?

a. F2

b. BaF2

c. HF

d. CsF

e. CF4

8. ¿Con cuál de los siguientes elementos es

posible formar enlaces metálicos con

elementos idénticos?

a. F2

b. S

c. H2

d. Cu

e. O2

Aspecto por evaluar L ML PLRepresento correctamente las estructurasde Lewis de átomos, iones poliatómicos y moléculas.

Represento tridimensionalmente la forma dediferentes moléculas empleando modelos.

Relaciono la configuración electrónica conel tipo de enlace que los átomos formanpredominantemente.

Comprendo que los átomos formancompuestos iónicos, covalentes o metálicos.

Aplico los tres modelos de enlace iónico,covalente y metálico a casos simples deinteracciones de átomos.

Relaciono el enlace químico y la estructuracristalina de un elemento con algunaspropiedades y usos.

Clasifico en casos simples un enlace iónico,covalente o metálico, usando como criteriola ubicación en el sistema periódico de loselementos que intervienen en el enlace.

Valoro la utilidad de la estructura de Lewis para explicar y predecir sucomportamiento químico.

Desarrollo habilidades de investigación,observación y análisis propios de lametodología científica cuando realizo lassecciones Desafíos científicos y Ciencia en acción.

Síntesis de la Unidad 2

94


1. Te presentamos a continuación el concepto central de la unidad que acabas de terminar, a través de

un mapa semántico. Éste, corresponde a una estructuración categórica sencilla, representada

gráficamente, donde se dispone la información de acuerdo con el significado de las palabras, gracias a

un concepto central que se complementa con categorías secundarias.

2. Para cada uno de los conceptos en celdas de color celeste, construye un mapa semántico específico.

Notaciónde Lewis

Iónico

Covalente

Metálico

Iónicos

Moleculares

Reticulares

Modelo RPEV

Se define como

Se forma como

Existen distintos

El tipo de enlace definirá

Los compuestos que seformen gracias a losenlaces químicos tendrán

Los compuestos que seformen gracias a losenlaces químicos tendrán

Polaridad Molecular

Fuerza que mantieneunidos a los átomos en

un compuesto.

Tipos de enlaces

Tipos de compuestos

Geometría Molecular

Los átomos ceden, captano comparten electrones.Denominados electrones

de Valencias.

EnlaceQuímico

NOMBRE:................................................................................

FECHA: / /

FICHA 2

FO

TO

CO

PIA

BLE

Camino a...

1. Un enlace químico se formará, como mínimo,

cuando los electrones se:

I. Comparten.II. Capten.III. Cedan.

a. Sólo I d. II y III

b. Sólo II e. I, II y III

c. I y II

2. ¿Cuál de los siguientes átomos cumplirá con la

regla del dueto al formar un enlace químico?

a. Oxígeno (Z = 8)b. Calcio (Z = 20)c. Aluminio (Z = 13)d. Hidrógeno (Z = 1)e. Flúor (Z = 9)

3. La siguiente notación de Lewis , puede

representar correctamente a cualquier elemento

del grupo o familia:

a. 1 d. 12b. 2 e. 17c. 10

4. El hecho de que algunos elementos pertenezcan

al mismo “grupo” o familia, permite predecir

que tendrán:

I. Fórmulas similares para sus compuestos.

II. Niveles externos con igual distribución de

electrones.III. Los mismos estados de oxidación.

a. Sólo I d. II y III

b. Sólo II e. I, II y III

c. Sólo III

5. En los siguientes compuestos: NaCl, SiCl4, PCl5,

SCl6 formados por el cloro y algunos átomos del

tercer período de la tabla periódica, los

compuesto más perfectamente iónico y

covalente, respectivamente y en comparación

solo entre ellos, son:

a. NaCl y SCl6 d. NaCl y NaCl

b. SiCl4 y NaCl e. SCl6 y SiCl4c. PCl5 y NaCl

6. ¿Cuál de las siguientes estructuras de Lewis

representa al ión nitrato, (NO3–)? Considere que

cada línea representa a un par de electrones.

7. La característica que no se asocia a los

compuestos iónicos es:

a. Ser sólidos a temperatura ambiente.

b. Tener bajos puntos de fusión.

c. Ser malos conductores de calor.

d. Disolverse en agua fácilmente.

e. Formar redes cristalinas en estado sólido.

8. “Muchas de las estructuras que se obtienen de

geometría molecular presentan pares de

electrones libres, los que afectan la distribución

de la estructura”. La afirmación se aplica a las

geometrías:

I. Angular.II. Tetraédrica.III. Piramidal.

a. Sólo I d. I y III

b. Sólo II e. II y III

c. I y II

N

O

N

a.

b.

e.

c.

d.

O

N

O

N

O

O

N

X

OO

O

O O

OO

OO

O

UNIDAD 3

Química orgánica

Introducción


• Características y propiedades de hidrocarburos.• Isomería.• Reactividad de hidrocarburos.• Características y propiedades de diversos grupos

funcionales.• Nomenclatura de compuestos orgánicos.• Composición y propiedades de polímeros: proteínas

y carbohidratos.

Estimaciones científicas indican que en la naturaleza ungran porcentaje de los compuestos conocidos por elhombre son orgánicos, y su componente común es elcarbono. Este elemento se ubica en el grupo 14 oIV A y en el período 2 de la Tabla periódica. Gracias a suspropiedades químicas y físicas particulares, forma unacantidad y variedad de compuestos de gran utilidad parael hombre, estando además estrechamente relacionadoscon la funcionalidad bioquímica de los seres humanos.

Es tan amplio el campo de estudio que existe unarama de la química denominada “química del carbonoo química orgánica”, que centra su quehacer científicoen la comprensión del comportamiento de esteelemento y en los compuestos a los que da origen.

97


• Identificar las propiedades del carbono (C)que hacen posible generar una amplia gamade moléculas.

• Visualizar la estructura tridimensional de unamolécula, describiendo y valorando laimportancia de la isomería geométrica.

• Valorar el papel de los compuestos orgánicos en la vida diaria desde un punto de vista químico, social ymedioambiental.

• Reconocer el nombre de los principalesgrupos funcionales; aplicando reglas denomenclatura de compuestos orgánicoscomunes, y representar sus fórmulas;indicando además algunos de sus usos.

• Observar seriedad y exhaustividad en el trabajode investigación.

• Conocer aplicaciones acerca de la predicción depropiedades estructurales y modos de reacciónde compuestos que contienen gruposfuncionales específicos.

• Reconocer algunas de las aplicaciones máscomunes de compuestos orgánicos industriales,domésticos y farmacéuticos relevantes.

• Caracterizar los grupos funcionales encompuestos orgánicos, en el contexto de unprincipio de organización sistemática de suspropiedades estructurales y modos de reacción.

• Conocer la realidad y utilizar el conocimiento yla información.

TEMA 1HidrocarburosEstudiarás en este tema:

• Propiedades específicas

del carbono que

permiten la formación

de una amplia variedad

de moléculas.

• Representación

tridimensional de

moléculas simples.

Isomería. Su importancia.

• Usos actuales y

potenciales de

compuestos orgánicos

de importancia industrial,

doméstica y

farmacéutica.

• Debate informado acerca

de la contribución de la

química orgánica al

bienestar de las personas.

98

UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA

La química orgánica es la rama que estudia los compuestos que contienen

carbono, mientras que la química inorgánica es aquella que estudia los

compuestos de los demás elementos presentes en la Tabla periódica.

Química

Hidrocarburos

Grupos funcionales

Macromoléculas orgánicas

Inorgánica

Compuestos que contienen carbono

Compuestos que contienen otroselementos distintos del carbono

Orgánica

Y para comenzar...

1. En un vaso de vidrio se dispone de 10 mL de agua (H2O) y 10 mL de

tetracloruro (CCl4) de carbono. Al mezclarlos se observa lo siguiente:

a. ¿Qué crees que sucede con esta mezcla?

b. ¿Cómo puedes explicar esto?

2. Se necesita separar las siguientes mezclas:

a. Alcohol desnaturalizado y agua.

b. Una salmuera (agua con sal)

i. ¿Cómo lo harías?

ii. ¿Cuál de las dos mezclas es más fácil de separar por destilación?,

¿por qué?

3. ¿Cómo podrías identificar si los siguientes materiales son orgánicos o

inorgánicos? Explica.

a. Papel b. Cuero c. Sal d. Azúcar

Compuestos orgánicos e inorgánicos CIENCIA EN ACCIÓN

99

TEMA 1: HIDROCARBUROS

Estudiaremos:- Comportamiento de compuestos a altas temperaturas.

Introducción

Esta experiencia tiene por objetivo distinguir los compuestos orgánicos de los

inorgánicos, observando su reacción al ser expuestos a altas temperaturas.

También, aplicarás los pasos del trabajo científico que has experimentado en

cada una de las actividades propuestas en las unidades anteriores.

Paso 1: La observación

En esta actividad trabajarás con cloruro de sodio, sacarosa, agua y etanol.

Observa sus características atentamente antes de iniciar el trabajo

experimental. Así mismo, lee la actividad que desarrollarás posteriormente.

Paso 2: Preguntas de investigación

¿Qué observarás al exponer las sustancias antes mencionadas a altas

temperaturas? Además, indica otras que orienten tu trabajo.

Paso 3: Formulación de hipótesis

Establece inferencias respecto del comportamiento de los compuestos a altas

temperaturas.

Paso 4: Diseño experimental

Para observar el comportamiento de estos compuestos sigue con atención y

cuidado las indicaciones aquí planteadas. Frente a las dudas que surjan

durante el trabajo, consulta a tu profesor(a).

• Cloruro de sodio (sal

común) (NaCl).

• Sacarosa (C12

H22

O11

).

• 10 mL agua (H2O).

• 10 mL etanol

(CH3CH

2OH).

• 5 mL de tetracloruro de

carbono (CCl4).

• Espátula.

• Gradilla.

• Dos pinzas de madera.

• Seis tubos de ensayo.

• Dos vidrios reloj.

• Fósforos.

• Mechero.

• Pipeta.

Materiales

Habilidades a desarrollar:- Observación.- Comunicación de

información.

PRECAUCIONES:

Al oler los reactivos nunca

pongas tu nariz sobre la boca

del recipiente que los contiene.

Para sentir el olor de los

reactivos químicos (siempre y

cuando así se te indique) debes

tomar el recipiente con tu

mano, extender tu brazo

completamente en diagonal a

tu nariz y con tu mano libre

acerca los vapores suavemente

hasta detectar el olor

característico.

1. En tubos de ensayo limpios y secos, debidamente rotulados, agrega las

siguientes sustancias:

Tubo 1: punta de espátula de cloruro de sodio (NaCl).

Tubo 2: punta de espátula de sacarosa (C12

H22

O11

).

Tubo 3: 4 mL de etanol (CH3CH

2OH).

Tubo 4: 4 mL de agua (H2O).

Figura 1. Forma correcta de oler los reactivos.

100


2. Procede a tomar el tubo 1 con la pinza de madera, introduciendo en su

interior un termómetro y calienta suavemente sobre la llama del mechero

durante 3 minutos, después como indica la figura 2. Observa la temperatura

inicial antes de calentar, transcurrido 1 minuto y al cabo de los 3 minutos.

Figura 2. Forma de calentar el tubo en un mechero.

3. Deja el tubo 1 en la gradilla para posterior observación.

4. Repite el procedimiento realizado para el tubo 1 con los tubos 2, 3 y 4.

5. En un nuevo tubo de ensayo (que denominarás 5) añade 4 mL de agua y

sobre ella 4 mL de tetracloruro de carbono CCl4.

6. En otro tubo de ensayo limpio y seco (N° 6), coloca 4 mL de etanol y sobre

él 4 mL de tetracloruro de carbono (CCl4).

7. Trasvasija el contenido del tubo 5 en el tubo 6.

8. En un vidrio reloj dispón 1 mL de etanol e intenta encenderlo empleando

un fósforo.

9. En otro vidrio reloj agrega 1 mL de agua e intenta encenderlo empleando

un fósforo.

Paso 5: Registro de observaciones

Procede a registrar los hechos ocurridos en las diferentes actividades

realizadas. Es importante, por ejemplo, que indiques las características iniciales

de los reactivos utilizados, su comportamiento durante el experimento y su

estado final después de la ejecución de los experimentos.

Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos

Procede a organizar los datos recopilados durante la experimentación, de

manera tal que te permita su interpretación posterior para comprobar la

hipótesis experimental y dar respuesta a las preguntas de investigación.

Como hemos revisado con anterioridad, existen diversas formas de organizar

los datos. Propongan como equipo un sistema que les permita registrar sus

observaciones.

Paso 7: Análisis de datos

De acuerdo con los datos recogidos, responde las siguientes preguntas:

1. ¿Qué características comunes observas entre el etanol, la sacarosa, el agua y

el cloruro de sodio?

2. Elabora un gráfico tiempo vs. temperatura para las sustancias estudiadas.

¿Qué puedes concluir del comportamiento de las sustancias?

a. Observa en el gráfico el comportamiento del etanol (alcohol) y del agua.

PRECAUCIÓN:

Al calentar el tubo dirige la boca

del mismo hacia un lugar libre

de personas, pues los reactivos

podrían saltar hacia fuera por

efecto de la temperatura.

101


b. ¿Crees que la destilación es un procedimiento válido para separar una

mezcla de agua y alcohol? Justifca tu respuesta.

c. Observando el comportamiento del NaCl (sal) y el agua, ¿es la

destilación una forma efectiva para separar la mezcla de agua y sal?


d. ¿Es la filtración una forma eficiente para separar la mezcla de agua y sal?


3. Clasifica estos compuestos como “orgánicos” e “inorgánicos”.

4. Explica químicamente el comportamiento del CCl4

en agua y en etanol,

(tubos 5 y 6).

Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados

Al finalizar el laboratorio estás en condiciones de enumerar las características

de las sustancias observadas y redactar una conclusión respecto de los

compuestos orgánicos.

Para comunicar tus resultados elabora un panel informativo. Para ello,

considera las siguientes instrucciones:

1. Título. Dispón un título que indique la actividad realizada. Puedes además

agregar un subtítulo que especifique. Por ejemplo:

“Ciencia en acción”Comportamiento de compuestos orgánicos a altas temperaturas

2. Introducción: Breve explicación de la actividad desarrollada, incluido el

objetivo de la misma.

3. Desarrollo: En él incluye las preguntas de investigación, hipótesis y

diseño experimental.

4. Presentación de resultados y análisis: En primer lugar, presenta los datos

obtenidos organizadamente y posteriormente el análisis de ellos,

respondiendo las preguntas planteadas con anterioridad.

5. Conclusiones: Presentar la conclusión del trabajo experimental, considerando

las respuestas a las preguntas de investigación, contrastar la hipótesis con el

análisis de los resultados.

Para el armado del panel informativo, debes considerar que éste sea creativo,

colorido, con explicaciones sencillas que permitan comprender la actividad

realizada, su finalidad y resultados obtenidos. Para ello puedes acudir a

distintos recursos como esquemas, dibujos, mapas conceptuales, etc.

A continuación, se muestran las distintas secciones numeradas del

panel informativo.

1

2

3

3

4

5

102



Recuerda que es fundamental evaluar los aprendizajes, así como observar las

fortalezas y debilidades del trabajo en equipo. Tal como lo han hecho en

actividades anteriores, completa la siguiente tabla marcando con un X la

opción que mejor te represente:

Me preocupé de leer las habilidades que voy a desarrollar y elprocedimiento de trabajo.

Llevé a cabo la actividad experimental considerando lasprecauciones señaladas, resguardando así el bienestar físicopropio y el de mis compañeros(as).

Puedo establecer comparaciones claras entre el etanol y el agua.




Pude practicar la habilidad de observación.

Coorperé activamente para que el trabajo desarrollado fueraefectivo y seguro.

Actué coordinadamente con mi equipo.

Mis compañeros actuaron responsablemente.

Aspectos por evaluar + + – –

Tomar conciencia que lo que se está haciendo para aprender permite

planificar, controlar y evaluar el proceso. Revisa los siguientes

indicadores de avance de una ruta de aprendizaje, cuestionando las

que aplicas en tu vida.

Criterios de avance

1. Escucho siempre la explicación del profesor(a).

2. Me pregunto si tengo claro lo que voy hacer.

3. Busco respuestas para aquello que no entiendo.

4. Me explico aquellos conceptos nuevos que he aprendido.

5. Visualizo imaginariamente cómo resolver la actividad propuesta.

6. Supero los obtáculos en la solución de problemas.

7. Persevero durante el proceso de solución de problemas.

8. Aplico conscientemente las habilidades intelectuales.

9. Utilizo los recursos disponibles para la solución de problemas.

10. Ejecuto siempre las actividades que debo hacer.

11. Reviso constantemente mi avance en el proceso de aprendizaje.

12. Poseo altas expectativas sobre el logro de mis metas.

13. Corrijo aquello que he aprendido equivocadamente.

14. Utilizo lo que he aprendido en mi quehacer cotidiano.

103


El carbonoEn el transcurso del siglo XIX se apoderó de la química una discusión cuyosorígenes estaban en la filosofía. El vitalismo es la doctrina que postulaba laexistencia de “fuerzas vitales”presentes en los seres vivos y que explicabanla diferencia entre los seres vivos, que poseían una “chispa vital”o energíaque se igualó con el “alma”, y los inertes, que no la tenían. En síntesis, estateoría asumía que la materia orgánica sólo podía ser producida por los seresvivos, hecho directamente relacionado con la imposibilidad de obtenermateria orgánica a partir de compuestos inorgánicos.

Esta discusión llegó a su fin cuando el químico alemán Friedrich Wöhler, en1928, derriba los principios del vitalismo y, por ende, la subdivisión de lo“orgánico”y lo “inorgánico”. Sin embargo, esta división sigue siendoaceptada en función de la gran cantidad de compuestos que cada una de lasramas estudia.

Se establece entonces que la química orgánica estudia los compuestos quecontienen carbono.

El carbono (C) es un elemento químico que, dependiendo de lascondiciones ambientales de formación, puede encontrarse en la naturalezaen diferentes formas alotrópicas, como carbono amorfo y cristalino, enforma de grafito, diamante, fullerenos, nanotubos y nanoespumas.

Friedrich Wöhler (1800 – 1882),descubrió la síntesis de la urea (uncompuesto con propiedadesorgánicas) a partir del cianato y delamonio (ambos inorgánicos).

MÁS QUE QUÍMICA

La urea (CO(NH2)2) es uncompuesto cristalino eincoloro que se encuentraabundantemente en laorina, producto de ladegradación delmetabolismo de lasproteínas.La orina es un líquidoacuoso, transparente yamarillento, excretado porlos riñones y eliminado através del aparato urinario,que contiene sodio, cloro,amonio, creatinina, ácidoúrico, bicarbonato y urea.Esta última, gracias a sualto contenido denitrógeno (N), es utilizadaen la fabricación defertilizantes agrícolas,además de emplearsecomo estabilizador deexplosivos de nitrocelulosa.

Figura 3. Fullerenos, nanotúbulos y nanoespumas.

Como se indicó con anterioridad, el carbono, de Z = 6, presentaría lasiguiente configuración electrónica en su estado natural o basal: 1s2 2s2 2p2

o 1s2 2s2 2px1 2py

1 2pz, es decir, dos electrones en su primer nivel y cuatro enel segundo nivel.

Lo que en diagrama de orbitales se observa como:

1

2

s px py pz

s

104


Se ha observado que el carbono en los compuestos orgánicos tiene lacapacidad de formar cuatro enlaces, capacidad conocida como tetravalenciadel carbono, cuando el carbono forma enlaces uno de los electrones delorbital 2s capta energía y es promocionado al orbital 2pz obteniéndose laconfiguración que representa el siguiente diagrama:

MÁS QUE QUÍMICA

La alotropía es lapropiedad que poseenalgunos elementosquímicos de presentarseen formas estructuralesdistintas en el mismoestado físico. Un ejemplode ello es el carbono, quepresenta dos formasalotrópicas: el grafito, quees un material que seutiliza en la fabricación deladrillos, pistones,rodamientos, electrodos(presentes en el interiorde las pilas comunes) y delápices, y el diamante,usado para la confecciónde joyas. ¡Imagínate!, unmismo elemento químicocon formas tan distintas.

1

2

s px py pz

s


Los lápices contienen unavarilla de grafito mezcladacon arcilla, denominada“mina”, que es recubiertacomúnmente por madera.La dureza de la mina semide con las siglas H y B,que hacen referencia a laoscuridad y laxo (blando)del trazo, respectivamente.

109,

5º

109,5º

109,5º

Según esta nueva configuración, se establecen 4 enlaces covalentes, peroesto no explica por qué los enlaces C–H en el metano son idénticos, aúncuando los orbitales participantes (2s, 2px, 2py, 2pz) son distintos.

Este fenómeno se puede explicar utilizando la teoría de enlace de valencia. Enesta se forman los orbitales híbridos, que corresponden a la mezcla ocombinación de orbitales; en el caso del átomo de C se combinan susorbitales 2s y 2p, generando el mismo número de orbitales, pero idénticosentre sí. Según esto, el átomo de carbono posee tres tipos de hibridación:a. hibridación sp3: el átomo de C forma 4 enlaces simples.b. hibridación sp2: el átomo de C forma 2 enlaces simples y 1 enlace doble.c. hibridación sp: el átomo de C forma 1 enlace simple y un enlace triple.

Así, la hibridación es un proceso de transformación producida por lapresencia de otro átomo con el cual se une covalentemente, lo que lepermite generar enlaces sigma ( ) y pi ( ).

1. Enlace sigma ( ): es un enlace covalente que se forma cuando dosorbitales de átomos diferentes se superponen en sus extremos, quedandola mayor densidad electrónica concentrada entre ambos núcleos.Analicemos el caso del metano, los 4 átomos de H, poseen su electrón enuna orbital s y el átomo de C ha hibridado su orbital 2s con sus 3orbitales 2p, generando 4 orbitales 2sp3. Cada una de estas orbitales sesolapan con la orbital s de un H, formando un total de cuatro enlacessigma, y en cada enlace la densidad electrónica se localiza entre ambosnúcleos (H y C). De esta manera se explica que los cuatro orbitaleshíbridos sp3 puedan enlazarse a otros cuatro átomos (tetravalencia). Estahibridación genera estructuras en las cuales se forman ángulos de 109,5º,como muestra la siguiente figura.

Figura 4. Hibridación del átomo de carbono 2sp3 y formación del enlace .

105


2. Enlace pi ( ): es un enlace covalente que se forma cuando hay unasuperposición lateral de dos orbitales p, quedando la mayor densidadelectrónica concentrada sobre y bajo el plano que se forma entre losátomos que participan en el enlace.

Los enlaces pi están presentes en los dobles y triples enlaces. El enlacedoble está formado por un enlace sigma y un enlace pi.

El enlace pi no posee tanta energía como el enlace sigma, dado que loselectrones que lo forman se encuentran más alejados del núcleo, y poreso la fuerza de atracción entre los electrones y el núcleo es menor.

El átomo de C, presenta enlace doble cuando en su último nivel poseetres orbitales 2ps2 (33,3% de s y 66,6% de p) y una orbital 2p, según laconfiguración: 1s2 (2sp2)1 (2sp2)1 (2sp2)1 2pz

1. Formándose una unión en laque cada una de las especies participantes orienta sus orbitales híbridos(sp2) en ángulos de 120º y el no hibridado (p) perpendicular al plano delos orbitales híbridos, como lo muestra la siguiente figura:

Figura 6. Hibridación del átomo de carbono 2sp y enlace y en la molécula de etino (C2H2).

En los enlaces triples, el carbono hibrida su orbital 2s con un orbital 2p,quedando dos sin hibridar, presentando una configuración: 1s2 (2sp)1 2py

1

2pz1. Al formarse el enlace entre dos carbonos con hibridación sp, se

solapan una de las orbitales sp de cada átomo de C para formar un enlacesigma. Los orbitales p sin hibridar forman dos enlaces pi, lo que forma unenlace triple entre ambos átomos de C; y un orbital sp queda con suelectrón disponible para formar otro enlace sigma. Ver figura 6.

Los compuestos formados con enlaces dobles y triples se llamaninsaturados y la fuerza del enlace se caracteriza por su baja energía.

Figura 5. Hibridación del átomo de carbono 2sp2 y enlace y .

MÁS QUE QUÍMICA

El etino o acetileno es ungas compuesto por 2átomos de carbono, entrelos cuales existe un enlacetriple y simple entre losdos átomos de carbono(HC = CH), que mezcladocon oxígeno se emplea enequipos de soldadura,pues alcanza temperaturasde hasta 2.900 ºC. Graciasal cual puedo fabricar lasrejas de nuestras casasusando soldadura.

180º

H H

Enlaces

Enlace

Orbital 2p Orbital sp2

Enlace

Enlaces

106


En síntesis:1. Los enlaces sp2 presentarán tres regiones de densidad electrónica

alrededor del carbono.2. Los enlaces sp3 presentarán siempre cuatro regiones de densidad

electrónica alrededor del carbono.3. La unión entre átomos de carbono da origen a tres geometrías. Los

enlaces sigma dan origen a la forma tetraédrica; los pi, a la trigonal plana,y los enlaces con un sigma y dos pi, a la lineal.

4. El carbono puede formar una infinidad de compuestos de cadena larga, alser factible y estable la formación de enlaces (simples, dobles y/o triples)entre átomos de carbono a lo “largo”de un compuesto.

Recuerda que:1. Un átomo saturado es estable mientras que uno no saturado es inestable.2. Los enlaces simples, dobles y triples (C – C; C=C; C = C) son considerados

grupos funcionales, es decir, átomos, enlaces o grupos de átomos que leconfieren a un compuesto una serie de características específicas.

Habilidades a desarrollar:- Representación.- Predicción.- Aplicación.

DESAFÍO

CIENTÍFICODesarrolla la siguiente actividad en forma individual y luego discute con los

compañeros y compañeras tus resultados.

1. Determina la configuración electrónica del carbono (C).

2. Representa todas las disposiciones posibles de los electrones de valencia

del carbono, según la simbología o notación de Lewis.

3. Para los siguientes compuestos establece: la estructura de Lewis, tipo de

enlace presente (sigma y/o pi). Recuerda unir enlaces entre carbono y

carbono (simple, doble o triple).

a. CH4

b. C2H

6

c. C3H

6

d. C4H

6

e. C3H

8

f. C3H

4

g. C2H

4

4. Enumera cuatro características del carbono que hayas aprendido.

5. Reconoce en las siguientes imágenes el tipo de hibridación del átomo

de carbono (se indican sólo los orbitales hibridados).

a. b. c.

107


Los hidrocarburosLos hidrocarburos son compuestos formados por carbono e hidrógeno,constituyentes básicos de los compuestos orgánicos.Entre las propiedades físicas generales de estos compuestos están: serinsolubles en agua y menos densos que ella, ser combustibles y en sumayoría explosivos, especialmente los de menor masa molecular.Estos se clasifican, según el tipo de enlace entre los carbonos participantes,como saturados e insaturados, y según su estructura molecular, comoalifáticos, alicíclicos y aromáticos, los que también están subdivididos, talcomo lo muestra el siguiente cuadro resumen.

Hidrocarburos

AromáticosAlifáticos Alicíclicos

Saturados

Alcanos

Gas licuado

Insaturados

Alquenos Alquino Bencénicos Ejemplo: Piridina (1 heteroátomo

en 1 anillo)

Ejemplo:Adenina (2

anillos distintos)

Naftalénicos

Antracénicos

Acetileno

Cicloalquenos CicloalquinosCicloalcanos

Heterocíclicos Homocíclicos

EtilenoMÁS QUE QUÍMICA

Entre las numerosasaplicaciones de loshidrocarburos, una de lasmás novedosas eimportantes es la mezclade algunos hidrocarburosperfluorados en agua, queestán siendo empleadoscomo sangre artificial. Eneste ámbito, uno de losmás utilizados es elperfluoro butiltetrahidrofurano, quepuede disolver hasta tresveces más la cantidad de oxígeno (por unidadde volumen) que lasangre natural.

La IUPAC (Unión Internacional de Química pura y aplicada - InternationalUnion of pure and applied Chemistry) establece la nomenclatura, es decir, ellenguaje empleado para nombrar sustancias químicas.El nombre de los hidrocarburos, depende del número de carbonos presentesen la cadena principal, asignándole, según corresponda, prefijos griegos denumeración y la terminación característica de cada compuesto.

Prefijos griegos de numeración:

Nº de carbonos Prefijo griego1 Met2 Et3 Prop4 But5 Pent6 Hex7 Hept8 Oct9 Nom10 Dec

Nº de carbonos Prefijo griego11 Undec12 Dodec13 Tridec14 Tetradec15 Pentadec16 Hexadec17 Heptadec18 Octadec19 Nonadec20 Eicos

108


Hidrocarburos alifáticosLos hidrocarburos (HC) alifáticos o acíclicos se caracterizan por presentarcadenas abiertas que pueden ser saturadas o insaturadas. Entre ellosencontramos: alcanos, alquenos y alquinos.

AlcanosAntiguamente llamados parafinas por su “pereza para reaccionar”,corresponden a hidrocarburos saturados, en los que los carbonos presentanentre sí sólo enlaces simples o sigma, siendo su fórmula general CnH2n + 2 ysu terminación característica es el sufijo ano.

El alcano más simple es el formado por un solo carbono (n =1).Reemplazando en la fórmula general n = 1, se obtienen: C1H2 · 1 + 2 C1H4 Como el subíndice 1 en química no se escribe, la fórmula correcta es: CH4

Los alcanos se caracterizan por tener un carácter no polar, por ende, insolublesen agua y miscibles entre sí. Sus temperaturas de ebullición y fusión aumentanen directa proporción con el número de carbonos que los constituyan.

Se presentan en los tres estados de la materia, también de acuerdo al númerode carbonos presentes en la cadena, así:

De 1 a 4 carbonos son gasesDe 5 a 16 carbonos son líquidosDe 17 en adelante carbonos son sólidos.

En general presentan una baja reactividad, debido a la estabilidad de losenlaces C–C y C–H razón por la cual no reaccionan con reactivos comunescomo ácidos y bases fuertes o agentes oxidantes, no obstante ello soncombustibles que reaccionan con cloro y bromo, además de sufrir unadescomposición por acción del calor, proceso conocido como cracking.

Un ejemplo característico de descomposición por acción del calor es la pirolisisdel petróleo, proceso mediante el cual hidrocarburos de gran tamaño sedividen en moléculas más pequeñas. Las reacciones de este proceso las verásen detalle en la reactividad de los alcanos.

Aplicando las normas de la IUPAC para asignar nombre a este compuesto,debemos determinar el número de carbono participantes, en este caso 1 (met),y reconocer la terminación característica ANO. Por lo tanto, el nombre delcompuesto es metano, su estructura de Lewis y geometría molecular serán:

Figura 7. Estructura de Lewis y geometría molecular del metano.

Existen diversas fórmulas para representar las moléculas orgánicas, entre ellas:1. Fórmula empírica: indica el tipo de átomos constituyentes y la

proporción mínima entre ellos. Por ejemplo, para el etano es: CH3

2. Fórmula molecular: indica el número y proporción exacta de átomospresentes en el compuesto. Por ejemplo, para el etano es: C2H6

MÁS QUE QUÍMICA

El CH4 (metano) es elhidrocarburo gaseoso mássimple que proviene de ladescomposiciónbacteriana de la materiavegetal, y puede constituirhasta el 97% del gasnatural. En losyacimientos de carbón sele denomina grisú y esconsiderado un peligropor su capacidad deinflamación.

H|

H –– C –– H|

H

H

HC

H H

109


- Condensada o abreviada: en la que a cada carbono se le asigna elnúmero de hidrógenos correspondientes y se representan los enlacesentre carbono y carbono:

CH3 – (CH2)3 – CH3

- Electrónica: en la que se representan los pares electrónicos que formanenlaces y los no compartidos (estructura de Lewis).

4. Modelo espacial de esferas: refleja las relaciones espaciales entre losátomos en una molécula, por lo tanto, a través de ella es posible observaruna representación tridimensional de la molécula.

H H H H H

H –– C –– C –– C –– C –– C –– H

H H H H HS A B Í A S Q U E :

El gas licuado es una mezclade propano y butano,mientras que el gasempleado por losencendedores es sólo butano.

Habilidades a desarrollar:- Aplicación de conceptos.- Resolución de problemas.

1. Completa la siguiente tabla, aplicando la fórmula general de los alcanos y

los principios que rigen su nomenclatura (cantidad de carbonos y

terminación característica).

H H H

H C C C H

H H H

H H H

H C C C H

H H H

x

x x x

x

xxx

2. Reconoce el tipo de fórmula en los siguientes alcanos.

a. C12

H26

b. CH3(CH

2)10

CH3

ó

1246910

Nº CFórmulaempírica

Fórmulamolecular

Fórmulaestructural

plana

Fórmulaestructuralcondensada

Fórmulaestructuralelectrónica

Nombre

H H H H H H H H H H H H

c. H – C – C – C – C – C – C – C – C – C – C – C – C – H

H H H H H H H H H H H H

3. Fórmula estructural: indica las uniones específicas (enlaces) entre losátomos y se subdivide en tres tipos:- Plana o desarrollada: en la cual se expone el comportamiento de los

enlaces de cada una de las especies participantes mediante trazos:

DESAFÍO

CIENTÍFICO

110


Reactividad en alcanosA continuación, revisaremos los mecanismos de reacción más imporrtantes.El principal método de obtención (síntesis) de los alcanos se conoce comohidrogenación de alquenos, es decir, la reacción de un alqueno conmoléculas de hidrógeno (H2), lo que provoca la ruptura del enlace doble yla formación de un alcano en presencia de un catalizador (Pt, Pd, Ni), segúnel siguiente mecanismo:

2. Pirólisis: producida por la acción de altas temperaturas sobre los alcanosen ausencia de oxígeno, provocando la ruptura de enlaces C – C y C – H,lo que da origen a radicales más pequeños (la ruptura de los enlaces seproduce en forma aleatoria); por ejemplo:

Las reacciones más comunes de los alcanos son: 1. Combustión: se produce cuando el hidrocarburo reacciona con el

oxígeno (O2), convirtiéndose en moléculas de dióxido de carbono (CO2) yagua (H2O), liberando energía según el siguiente mecanismo ajustado:

Por ejemplo:

H H H H H

C = C — C — H + H2Catalizador H — C — C — C — H

H H H H H H

2 CnH2n+2 + (3n+1) O2 2n CO2 + (2n+2) H2O + Energía

Por ejemplo:

CH4 + O2 CO2 + H2O + Energía

Donde n = 1, por lo tanto:

2CH4 + 4O2 2CO2 + 4H2O + Energía

Si dividimos la ecuación por 2, se obtiene

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

2CH3CH2CH2CH2CH3

CH3 · + · CH2CH2CH2CH3

CH3CH2 · + · CH2CH2CH3


La combustión liberaenergía en forma de calor,por ello es denominada,técnicamente, reacciónexotérmica.

MÁS QUE QUÍMICA

La pirólisis de alcanos, enparticular la que leconcierne al petróleo, seconoce como cracking.Este mecanismo se utilizapara elaborar loscombustibles comogasolina a partir delpetróleo crudo.

C = C C — C

H H

+ H2Catalizador

CH3 · + · CH2CH3 CH3CH2CH3

Los radicales formados se recombinan entre sí, para formar alcanos conmayor número de carbonos que estos y menor que las moléculas iniciales.

111


En la pirólisis también puede ocurrir un desproporcionamiento, procesoen el que uno de los radicales transfiere un átomo de hidrógeno al otroradical para producir un alcano y un alqueno.


Para entender la naturalezay dimensión real de unareacción química se debenconsiderar tres aspectosfundamentales: elmecanismo, que dicerelación con la descripcióncompleta del proceso deruptura y formación deenlaces, y que explica latransformación de losreactantes en productos; latermodinámica, que dicerelación con el estudio delos cambios de energía queacompañan la reacción yque, finalmente, nosentrega datos del equilibrio de la misma, y lacinética, es decir, lavelocidad de la reacción.

Figura 8. Representación tridimensional de la formación del cloruro de metilo.

3. Halogenación: proceso en el cual se reemplaza en el hidrocarburo unhidrógeno por un átomo de halógeno, produciendo un halogenuro dealquilo. Por ejemplo:

Habilidades a desarrollar:- Formulación.- Predicción.

I. Completa las reacciones con los reactantes y productos que faltan.

1. Síntesis:

a. del penteno y formación del pentano.

C5H

10+ _______ __________

b. del octeno con formación del octano.

_____ + ______ CH3–(CH

2)6–CH

3

2. Combustión del etano y del butano:

a. ________ + ______O2

_____ CO2

+ ________

b. C4H

10+ _______O

2______CO

2+ _______H

20

3. Halogenación del etano y hexano:

a. ________ + Cl2

________ + HCl

b. ________ + _______ F2

_______ + HF

II. Escribe las ecuaciones de los siguientes procesos:

1. Síntesis del propano.

2. Combustión del butano.

3. Halogenación del propano.

4. Síntesis del heptano.

5. Combustión del pentano.

6. Halogenación del nonano con cloro.

CH3CH2• + CH3CH2CH2• CH3CH3 + CH3CH=CH2

CH4 + Cl2 CH3Cl + HClAlcano + Halógeno Halogenuro de alcanoMetano + Cloro Cloruro de metilo + Ácido Clorhídrico

C C

HH

H HCl

ClCl+ +

ClH

HH

H

DESAFÍO

CIENTÍFICO

112


AlquenosTambién denominados olefinas, derivados de aceite, son hidrocarburos quepresentan un doble enlace entre carbono – carbono dentro de la cadena porhibridación sp2. Su fórmula general es CnH2n y su terminación característicaes el sufijo eno.

El alqueno más sencillo contiene dos carbonos (n=2) y su fórmulamolecular es C2H4. Su nombre es eteno.

Químicamente se caracterizan por tener una alta densidad electrónica en suenlace covalente doble, lo que les otorga una alta reactividad.

Este compuesto se puede representar, tal como lo revisamos anteriormente,empleando algunas de las siguientes formas:

Los alquenos pueden presentar enlaces dobles en cualquiera de loscarbonos enlazantes. La IUPAC estableció que la nomenclatura deberáindicar la ubicación del enlace si éste se encuentra en una posición distintaal par inicial. Para ello, la cadena debe ser enumerada dando al enlace lamenor numeración posible.

Por ejemplo, la molécula C4H8 puede presentar el siguiente comportamiento:


El enlace pi en un dobleenlace es más débil que elenlace sigma, por lo que enuna reacción serán los quese rompan con mayorfacilidad. Por ejemplo, en eleteno se observa elsiguiente comportamiento:

*Ambas disposiciones son idénticas, lo que es posible observar al girar unamolécula en 180º sobre la otra.

Fórmula estructuralplana

Geometríamolecular

Fórmula estructuralcondensada

CH2 = CH2

H H

C = C

H H

COMPORTAMIENTOENLACE

1.CH2 = CH – CH2 – CH3

1 2 3 44 3 2 1

Carbono 1 – 2Carbono 3 – 4

Carbono 1 – 2

Butano *

2.CH3 – CH = CH – CH3

1 2 3 44 3 2 1


Ambas dan la mismaubicación al enlace

2 – Butano

3.CH3 – CH2 – CH = CH2

1 2 3 44 3 2 1


Carbono 1 – 2Igual a la primera

Butano *

Ubicación delenlace

Numeración menorpara el enlace

Nombre

:

..

Enlace

Enlace

Orbital sp2

H

c cH

H

H

120°

120°

113


Por otra parte, los alquenos pueden presentar más de un enlace doble,situación en la cual no obedecen a la fórmula general CnH2n. Paranombrarlos es necesario identificar la ubicación de los enlaces y anteponer ala terminación característica eno el prefijo numérico que indique la cantidadde enlaces: di , tri, tetra, etc.

Por ejemplo:

La numeración menor indica que:• Una cadena de 7 carbonos (HEPT)• Presenta dos enlaces doble (DIENO) • En los carbonos 1 y 4• En la nomenclatura orgánica, los números que indican posición se separan

por comas y estos se separan por guiones de las palabras, entonces, elnombre del compuesto es: 1,4 – heptadieno.

El CH2 = CH – CH2 – CH = CH – CH2 – CH3 o1 2 3 4 5 6 7 Enlaces en los C 1 y 47 6 5 4 3 2 1 Enlaces en los C 3 y 6

Reactividad en alquenosLas reacciones más importantes de los alquenos son las de adición, en lasque se produce la ruptura del doble enlace para la introducción desustituyentes de acuerdo con los siguientes mecanismos generales, dondeintervienen un agente simétrico y un agente asimétrico:

A. Simétrico: Por ejemplo:

Alqueno + agente simétrico Producto

C = C — C — C —

X X

+ X–X

Por ejemplo:

CH2 = CH2 Cl2 CH2Cl – CH2Cl

Figura 9. Representación tridimensional de la adición de un agente simétrico en un alqueno.

Eteno Cloro Dicloroetano

+

MÁS QUE QUÍMICA

El etileno es un gasproducido naturalmentepor las frutas durante lamaduración. En general,estimula los cambios en elcolor de su piel (ejemplo:tomate, pimiento, palta) ocáscara (ejemplo: cítricos,banana), produceablandamiento (ejemplo:palta, tomate, banana) yen algunos casos, mejorasen el sabor (ejemplo:banana, palta).Cuando se conocieron losefectos que el etilenotiene sobre lamaduración, se comenzóa utilizar en tratamientosartificiales para anticiparla recolección de frutas.Así las frutas y verdurasse cosechan cuando aúnestán verdes y sonsometidos a “ventilaciónde etileno”para quelogren madurar fuera desu mata.

114


Figura 10. Representación tridimensional de la adición de un agente asimétrico en un alqueno.

Alqueno + agente asimétrico Producto

B. Asimétrico:Por ejemplo:

C = C — C — C —

X Y

+ X–Y

Por ejemplo:

Alqueno Halogenuro Halogenuro de AlcanoCH2 = CH2 HX CH3 – CH2Cl

Eteno + Ácido clorhídrico + Cloroetano

+

Habilidades a desarrollar:- Formulación.- Aplicación.

DESAFÍO

CIENTÍFICO

a. b.

Desarrolla la siguiente actividad individualmente.

1. Determina para cada uno de los siguientes compuestos: fórmula

molecular, estructural plana y condensada.

a. Propeno. c. Buteno e. 1,3,6 – Nonatrieno.

b. Hepteno. d. 2,3 – Octadieno.

2. Establece el nombre correcto para los siguientes compuestos:

a. C5H

10

b. CH3

– CH2

– CH2

– CH2

– CH = CH2

c. CH3

– CH = CH – CH2

– CH3

d. CH2

= CH – CH2

– CH2

– CH = CH – CH2

– CH3

e. CH3

– CH = CH – CH2

– CH2

– CH = CH – CH = CH2

3. Indica el nombre de los compuestos que tienen la siguiente

geometría molecular.

4. Escribe las ecuaciones de los siguientes procesos:

a. Adición de HCl al penteno.

b. Adición de Cl2

al propeno.

115


AlquinosDenominados también acetilenos, corresponden a los hidrocarburos alifáticosque presentan un enlace triple entre carbono – carbono (C ∫ C). Obedecen ala fórmula general CnH2n – 2 y su terminación característica es el sufijo ino.

En los carbonos que formarán el triple enlace, dos de ellos serán enlaces pi,que son más débiles que el enlace sigma, por lo cual se romperán con mayorfacilidad. Observa el comportamiento electrónico:

Figura 11. Hibridación sp.

El más sencillo de los alquinos es el etino, también llamado acetileno,molécula formada por 2 carbonos y 2 hidrógenos (C2H2).

Estas reacciones ocurren cuando el enlace se rompen y se forman dosenlaces sigma con el reactivo, mientras que el enlace sigma C–C se conserva.Cuando el agente simétrico es el hidrógeno (H2) se forma un alcano y elproceso se denomina hidrogenación, en cambio si es un halógeno (porejemplo Cl2) se denomina halogenación.Al igual que en los alquenos, la ubicación del enlace debe indicarse en elnombre del compuesto. Por ejemplo:

Figura 12. Estructura de Lewis y geometría molecular del etino.

Los enlaces generados en el etino se pueden observar en la siguiente figura:

Figura 13. Enlaces sigma y pi del etino.

H C C H

.

.

.

..

.

.

.

.

.

.

.

Orbitales p

C

Orbitales sp

Enlaces

Enlaces

H C C H


Las moléculas orgánicas,también se puedenrepresentar empleandolíneas rectas. Estosmodelos consideran cadavértice como un carbono,entendiendo que las líneasson los enlaces. Observalos siguientes ejemplos:

propano

2 – butino

1

2

3

penteno1 53

1 2 3 4

Si el alquino presenta dos o más enlaces triples, se debe indicar la ubicacióncorrespondiente y la cantidad antes de la terminación característica. Al igualque los alquenos estudiados anteriormente, los alquinos en estascircunstancias no obedecen a su fórmula general.

Por ejemplo:

CH3 – C ∫ C – CH2 – CH2 – C ∫ C – C ∫ C – CH31 2 3 4 5 6 7 8 9 10

10 9 8 7 6 5 4 3 2 1

Enlaces en loscarbonos 2, 6 y 8

Enlaces en loscarbonos 2, 4 y 8

Se observa que en la cadena de 10 carbonos (dec) existen 3 enlaces triples (triino) en las ubicaciones 2, 4, 8. Por lo tanto, el nombre correcto es:2,4,8 – decatriino.

3. CH3 – CH2 – C ∫ C – CH3 o1 2 3 4 5

5 4 3 2 1

1. CH ∫ C – CH2 – CH2 – CH3 o1 2 3 4 5

5 4 3 2 1

2. CH3 – C ∫ C – CH2 – CH3 o1 2 3 4 5

5 4 3 2 1

Atendiendo a la ubicación del enlace, el nombre es Pentino.

Atendiendo a la ubicación del enlace, el nombre es 2 – Pentino.

Atendiendo a la ubicación del enlace, el nombre es 2 – Pentino.

116



Según el tipo de agente, lasreacciones de adición sepueden clasificar comohidrogenación yhalogenación cuando elagente es simétrico (H2, Cl2,etc.), y hidrohalogenacióncuando el agente esasimétrico (HCl, HBr, etc.). Por otra parte, una de las reacciones más comunes en los alquinos son las

reacciones de adición. Estas pueden ocurrir de manera simétrica o ásimétrica, yllevan a la obtención de alquenos, de acuerdo con los siguientes mecanismos:

A. Simétrico:Por ejemplo:

H X X H

H — C — C — C — H H — C — C ∫ C — H + 2HX

H H H H

— C = C — — C ∫ C —

X X

+ X–X

Alquino + Agente simétrico + Producto

Reactividad en alquinosExperimentalmente, el procedimiento más común para la obtención dealquinos es la eliminación de halogenuros de hidrógeno, según el siguientemecanismo:

Figura 14. Representación de la adición de un agente simétrico (H2) en un alquino. Estareacción es una hidrogenación.

CH ∫ CH H2 CH2 = CH2

Etino Hidrógeno Eteno

+

117


En http://www.alonsoformula.com/ puedes encontrar diversas moléculas

orgánicas tridimensionales.

Habilidades a desarrollar:- Investigación.- Formulación.- Predicción- Aplicación.- Autoevaluación.

1. Los hidrocarburos que presentan un doble enlace y uno triple entre

carbono – carbono, en una misma cadena, se denominan alqueninos.

Investiga cuál es la nomenclatura de estos compuestos.

2. Determina para cada uno de los siguientes compuestos: fórmula

molecular, estructural plana y estructural condensada.

a. Butino. b. Octino. c. 2, 5 – Octadiino. d. 1, 3, 5 – Decatriino.

3. Escribe las ecuaciones de los siguientes procesos:

a. Adición del etino con Cl2. c. Adición del butino con Cl

2.

b. Adición del propino con HBr. d. Adición del propino con HCl.

Cuando X, corresponde a un halógeno, se denomina halogenación y si esH, se denomina hidrogenación.

Por ejemplo:

B. Asimétrico:Por ejemplo:

Figura 15. Representación tridimensional de la adición de un agente asimétrico en un alquino.

Por ejemplo:

— C = C — — C ∫ C —

X Y

+ X–Y

Alquino + Agente asimétrico + Producto

Alquino + Halogenuro Halogenuro de alquino

CH ∫ CH HCl CH2 = CHCl

Etino + Ácido clorhídrico Halogenuro de alqueno cloroeteno

+


Toda reacción químicaimplica la ruptura deenlaces y la formación deotros nuevos. En unamolécula orgánica esosenlaces son generalmentecovalentes y su rupturapuede ser homolítica oheterolítica. La primerase produce cuando cadaátomo que se separaretiene un electrón de losdos que constituyen elenlace, formando radicaleslibres. En la heterolítica, encambio, uno de los átomosseparados se lleva los doselectrones que constituíanel enlace, formándose unanión y un catión.

HeterolíticaX Y X+ + Y

–

Catión Anión

HomolíticaX Y X + Y

Radicales libres

DESAFÍO

CIENTÍFICO

118


En el sitio http://www.telecable.es/personales/albatros1/quimica/, podrás

encontrar modelos tridimensionales de un gran número de moléculas orgánicas.

Como su nombre lo indica, los hidrocarburos cíclicos son especies químicasformadas por hidrógeno y carbono que presentan una cadena cerrada, loque da origen a un ciclo. Se pueden dividir en: alicíclicos (cicloalcanos,cicloalquenos, cicloalquinos), que presentan cadenas cerradas, átomos decarbono saturados o insaturados, y aromáticos, que poseen anillosaromáticos y son insaturados. Existen compuestos que contienen variosanillos unidos, a los que se denomina policíclicos.

CicloalcanosSon hidrocarburos saturados que forman un anillo. Su fórmula genérica esCnH2 n (donde n es igual o superior a 3) y su terminación característica esano. Para nombrarlos se emplea el mismo método utilizado con los alcanos,anteponiendo al nombre de la cadena el sufijo ciclo.

El ciclo alcano más sencillo es el ciclopropano. Su nombre indica:- Es una cadena cerrada.- De tres carbonos.- Todos unidos por enlaces simples.

Hidrocarburos cíclicos

Figura 16. Fórmula estructural condensada y modelo tridimensional de esferas del ciclopropano.

CicloalquenosHidrocarburos cíclicos que presentan un enlace doble en su estructura. Paranombrarlos emplean las mismas normas vistas en los cicloalcanos,cambiando la terminación ano por eno.

El cicloalqueno más sencillo es el ciclopropeno. Su nombre indica que:- Es una cadena cerrada.- De tres carbonos.- Existe un enlace doble entre carbono – carbono.

CH2

CH2 CH2

MÁS QUE QUÍMICA

El colesterol fue aisladode la bilis en 1769; sinembargo, su estructurano se estableciócompletamente hasta1932. Es sabido que seencuentra en todas lasgrasas animales. Estecompuesto es capaz deintercalarse entre losfosfolípidos que formanlas membranas celulares,haciéndolas más rígidas ymenos permeables.

HO

H H

HCH3

CH3

CH3 CH3

CH3

CH

CH CH2

Figura 17. Fórmula estructural condensada y modelo tridimensional de esferas del ciclopropeno.

119


CicloalquinosHidrocarburos cíclicos que presentan un enlace triple en su estructura. Paranombrarlos emplean las mismas normas vistas en los cicloalcanos,cambiando la terminación ano por ino.

El cicloalquino más sencillo es el ciclopropino. Su nombre indica que:- Es una cadena cerrada.- De tres carbonos.- Existe un enlace triple entre carbono – carbono.

Figura 18. Fórmula estructural condensada y modelo tridimensional de esferas del ciclopropino.

C

C CH2

Habilidades a desarrollar:- Formulación.- Elaboración de modelos.

Forma un grupo de cuatro compañeros y compañeras para desarrollar la

siguiente actividad.

1. Determinen el nombre correcto para:

2. Establezcan la fórmula correcta y representen el modelo tridimensional para:

a. Ciclohexano

b. Ciclobuteno

c. Ciclopentano

d. Ciclohexino

e. Ciclohexeno

f. Ciclobutino

g. 1,4 - ciclohexadieno

h. 1,3,5 - ciclohexatrieno

a.

b.

c.

d.

e.

f.

g.

DESAFÍO

CIENTÍFICO

120


Hidrocarburos aromáticosSe definen como los compuestos formados por ciclos que poseen variosenlaces dobles separados por enlaces simples. Su nombre fue asignado en laantigüedad considerando que muchos de estos compuestos presentan unolor agradable. Posteriormente se descubrió que otras sustancias inodoras yde olores desagradables provenían del benceno y también debíanclasificarse dentro de esta familia. Por esta razón los hidrocarburosaromáticos son definidos como “aquellos que derivan del benceno”.

El benceno es el miembro principal de esta familia. Fue aislado por Faradayen 1825 como un gas. Sólo en 1834 Mitscherlich determinó su fórmulamolecular como C6H6, y el químico alemán August Kekulé (1829 – 1896)caracterizó por primera vez la estructura del benceno, por lo que esconsiderado uno de los fundadores de la química orgánica moderna.

El benceno es una molécula cíclica hexagonal plana, que presentaría tresenlaces simples C – C y tres enlaces dobles C = C alternados. De acuerdocon las propiedades periódicas, estos enlaces deberían tener distintaslongitudes entre átomos de carbono vecinos; sin embargo, se hacomprobado que los enlaces carbono – carbono son intermedios entre unenlace C – C y uno C = C. ¿Cómo se explica este fenómeno? Mediante losHíbridos de resonancia, ya que estos establecen que la estructura real seráel intermedio entre otras dos estructuras equivalentes.

Figura 19. Estructuras equivalentes del benceno.

{{

{ }Hidrocarburos aromáticosLos hidrocarburos aromáticos son estables gracias a la deslocalización deelectrones en los enlaces .La nomenclatura básica de estos compuestos obedece a las siguientes normas:

1. Cuando el benceno presenta un radical se indica el nombre del radical (asumiendo que está en posición 1) seguido de la palabrabenceno. Por ejemplo:

MÁS QUE QUÍMICA

Se ha comprobadoexperimentalmente que elbenceno es un compuestocon propiedadescarcinógenas. Por ello, lasnormas internacionalespermiten su contenido enla atmósfera solo enpartes por billón (ppb) yse aconseja reemplazarlopor el tolueno, cuyaspropiedades son muysimilares a las delbenceno, pero no escarcinógeno. El tolueno esun hidrocarburo de granutilidad para la industriaquímica; por ejemplo, seadiciona a loscombustibles comoantidetonante, y se utilizapara la fabricación deadhesivos y en la síntesisdel TNT.

CH3

Tolueno

Figura 20. Estructura del metilbenceno.

Radical “metil”CH3

12

34

5

6

1,34 Å

1,54 Å

121


2. Si presentan dos o más radicales, se enumerarán los radicales de maneraque reciban la numeración más baja.

Figura 22. Estructura del o- dimetilbenceno o 1,2 –dimetilbenceno; m-dimetilbenceno o 1,3-dimetilbenceno y p-dimetilbenceno o 1,4-dimetilbenceno.

3. Posición “orto (o–), meta (m–) y para (p–)”: estos prefijos se emplean paraidentificar la posición específica de radicales en el benceno, considerandoque el radical más importante se encuentra en la posición 1. Así:Orto (o–) indica la numeración 1 y 2.Meta (m–) señala la numeración 1 y 3.Para (p–) hace referencia a la numeración 1 y 4.

Por ejemplo:

4. Por otra parte, cuando el benceno actúa como radical de otra cadena sedenomina “fenilo”. Por ejemplo:

Figura 23. Estructura del 3-fenildecano; 5-fenildodecano.

CH3CH2CHCH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3

Figura 21. Estructura del 1-etil-2,5-dimetil-4-propilbenceno.

PropilCH3CH2CH2

CH2CH3

Etil

MetilCH3

CH31

2

3

4

5

6

CH3

12

3

12

3

1

2

34

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3

MÁS QUE QUÍMICA

El naftaleno se conocecomercialmente comonaftalina, además dealquitrán blanco oalcanfor blanco. Es usadodomésticamente paraahuyentar a las polillas, yen la industria, para lamanufactura de plásticosde cloruro de vinilo(PVC), tinturas y resinas.Un derivado denominado2-metilnaftalina esempleado para laobtención de vitamina K.


El trinitrotolueno (TNT) o2,4,5 – trinitrometilbencenoes un compuesto explosivomuy estable, que fuefabricado por primera vezpor el químico alemánJoseph Wilbrand en 1863.

122


Habitualmente, los compuestos aromáticos por su complejidad estructuralreciben nombres genéricos. Por ejemplo:

d. Fenantreno: Materia prima de la morfina,medicamento clasificado como alcaloide

que se utiliza para combatir el dolor.

a. Naftaleno: Empleadocomo insecticida y

matapolillas.

b. Benzopireno: Cancerígeno que seencuentra en el humo del cigarrillo y en losgases de combustión de los automóviles.

c. Antraceno: Materiaprima en la fabricación

de colorantes.

Reactividad en Aromáticos El benceno es muy estable y, por ende, poco reactivo. Sin embargo, es posiblehidrogenarlo para obtener un cicloalcano y halogenarlo por sustitución.

En la hidrogenación, el benceno (C6H6) reacciona con hidrógeno molecular(H2) en presencia de un catalizador para formar un alcano, como se indicaen el siguiente mecanismo:

Durante la halogenación, el benceno reacciona con un halógeno,produciéndose la sustitución de átomos de hidrógeno en el benceno por unátomo de halógeno y la formación de un hidrácido de acuerdo con elsiguiente mecanismo:

3H2

MÁS QUE QUÍMICA

El benzopireno es unhidrocarburo altamentecarcinógeno, presente entodos los cigarrillos.

Benceno + Hidrógeno Ciclohexano

H

H

H

H

H

H

H

H H

H

H

H

H

HH

H

H

H

H

X2

H

H

H

H

X

H

H

+

H

H

H

H

Benceno + Halógeno Halógeno de benceno

123


Forma un grupo de cuatro compañeros y compañeras y desarrollen la

siguiente actividad en su cuaderno.

1. Determinen el nombre correcto para:

a.

b.

c.

d.

e.

f.

2. ¿En qué situaciones de la vida cotidiana se usan los hidrocarburos

aromáticos?

3. Representen la estructura tridimensional del benceno.

4. Escribe la reacción de halogenación del benceno con:

a. Cl2

b. Br2

5. Determina el nombre de los siguientes compuestos:

CH2CH2CH3

CH3CH2

CH3CH2

CH2CH3

CH2CH3

CH3

CH3

CH2CH3

CH2CH3

CH3

CH3

CH3

En http://www.quimicaorganica.net/ puedes encontrar más información

sobre reactividad en química orgánica.

CH3

CH2–CH3

CH2–CH3

CH3

CH3

CH3

CH3a. b. c.

Habilidades a desarrollar:- Formulación.- Aplicación.- Representación.

DESAFÍO

CIENTÍFICO

124


Hidrocarburos de cadenas ramificadas

Las cadenas ramificadas presentan una cadena principal y uno o variosradicales alquilo, agrupaciones de átomos procedentes de la eliminación deun átomo de hidrógeno en un alcano, por lo que contiene un electróndisponible para formar enlaces. Se nombran cambiando la terminación anopor ilo o il, como muestra el siguiente cuadro:

Alcano Radical alquiloFórmula Nombre Fórmula NombreCH4 Metano – CH3 Metilo

CH3 – CH3 Etano – CH2 – CH3 Etilo

CH3 – CH2 – CH3 Propano – CH2 – CH2 – CH3 Propilo

CH3 – (CH2)2CH3 Butano – CH2 – (CH2)2CH3 Butilo

CH3 – (CH2)3CH3 Pentano – CH2 – (CH2)3CH3 Pentilo

CH3 – (CH2)4CH3 Hexano – CH2 – (CH2)4CH3 Hexilo

CH3 – (CH2)5CH3 Heptano – CH2 – (CH2)5CH3 Heptilo

Para nombrar las cadenas ramificadas, la IUPAC indica las siguientes reglas:

1. Se elige la cadena más larga, es decir, aquella que en forma consecutivacontenga la mayor cantidad de carbonos. Si el compuesto tiene enlacesdobles o triples, se escoge la cadena con la mayor cantidad de átomos deC posibles que congregue también estos enlaces.

Los compuestos que están fuera de la cadena principal son radicales.

Alcano CH3 — CH — CH2 — CH2 — CH2 — CH3

Radical CH2 — CH3 Cadena principal

Alqueno CH2 = CH — CH — CH2 — CH = CH — CH3

CH2 — CH2 — CH3 Radical Cadena principal

Alquino CH3 — C ∫ C — CH — CH2 — CH3

Cadena principal CH3 Radical


Los alifáticos lineales noramificados sonconsiderados “normales”.Es por esto que muchosautores se refieren a elloscon el prefijo n-, forma deindicar que no presentaríanningún tipo deramificación. Por ejemplo.

H

CH4 H C H

HN-metano

C4H10

H H H H

H C C C C H

H H H HN-butano

125


2. Se enumera la cadena. Si es alcano, se da la numeración más baja posibleal radical; y si es alqueno o alquino, a los enlaces respectivos,independiente de la ubicación del radical.

Radical: metil ubicado en el C número 3.Cadena principal: siete carbonos (Hept) con enlaces simples (ano).Nombre: 3–metilheptano.

CH3 — CH — CH2 — CH2 — CH2 — CH3

Alcano CH2

Radical

CH3

5 4 3 2 1

6 2

7 1

3 4 5 6 7

Alqueno CH2 = CH — CH — CH2 — CH — CH — CH3

CH2 — CH2 — CH3 Radical

1 2 3 4 5 6 7

7 6 5 4 3 2 1


CH3 Radical

1 2 3 4 5 6

6 5 4 3 2 1

Alcano CH3 — CH — CH2 — CH2 — CH2 — CH3

Radical CH2 — CH32 1

3 4 5 6 7

Alqueno CH2 = CH — CH — CH2 — CH = CH — CH3

CH2 — CH2 — CH3 Radical1 2 3 4 5 6 7

Radical: propil localizado en el carbono 3.Cadena principal: siete carbonos (Hept) con dos (di) enlaces dobles(eno), en los carbonos 1 y 5.Nombre: 3–propil–1,5–heptadieno.

• La numeración en azul le da preferencia al enlace triple.

3. Se da nombre a la cadena considerando el siguiente orden: ubicación delos radicales (número) – nombre del radical en orden alfabético – nombrede la cadena principal.

• La numeración en azul le da preferencia al doble enlace, asignándolelocalizadores 1 y 7 y al radical 3.

• La numeración en azul es la mejor para el radical, pues le asigna elmenor localizador.


CH3 Radical

1 2 3 4 5 6

Radical: metil localizado en el carbono 4.Cadena principal: seis carbonos (Hex) con un enlace triple (ino) en elcarbono 2.Nombre: 4–metil–2–hexino.


Algunos radicales puedenunirse a la cadena principalde carbonos que seencuentran intercalados en lacadena de hidrocarburos. Enesos casos se emplean losprefijos sec, ter, iso,dependiendo del carbono delcual se produzca el enlace.

CH3

CH

CH3

Isopropil o secpropil

CH3

C CH3

CH3

Terbutil

Sec o iso: si el carbón estárodeado por otros doscarbonos y ter si estárodeado por tres.

CH3

d. CH3 — C — C C — CH2 — CH3

CH2

CH2

CH3

126


Habilidades a desarrollar:- Aplicación.- Resolución de problemas.- Formulación.- Investigación.

DESAFÍO

CIENTÍFICOEn forma individual, trabaja en tu cuaderno y consulta a tu profesor o

profesora todas las dudas que tengas. Luego, compara con tus compañeros y

compañeras tus resultados.

1. Determina el nombre correcto de los siguientes compuestos.

2. Determina la fórmula estructural condensada para los siguientes

compuestos.

a. 2 – metilbutano.

b. 2,2 – dimetilpropano.

c. 4 – etil – 2,5 – dimetilheptano.

d. 3,4 – dimetil – 2 – penteno.

e. 3 – propil – 1,4 – pentadiino.

f. 2 – metil – 1- buten – 3 – ino.

g. 4 – metil – 1,6 – heptadiino.

3. Investiga cómo se nombran los radicales cuyo origen son los alquenos y

los alquinos.

4. ¿Puedes establecer claramente las diferencias entre alcanos, alquenos,

alquinos, radicales y cadenas ramificadas? Para ello, elabora un paralelo y

establece sus diferencias.

CH3

a. CH3 — CH2 — CH — CH2 — CH — CH3

CH2

CH3

CH2 — CH3

b. CH2 = C — CH2 — C — CH3

CH3 CH2

CH3

CH2 — CH3

c. CH3 — CH2 — C = CH —CH — CH = CH2

CH3

CH3 CH3

e. CH3 — C C — C — CH2 — C C — C — CH3

CH2 — CH3 CH2 — CH3

f.

g.

h.

127


IsomeríaComo ya se ha estudiado, el carbono con su tretravalencia es capaz deformar una gran cantidad y diversidad de compuestos. Pero ¿cuál es laestructura que estos presentan?, ¿cómo era posible que dos compuestos conla misma fórmula global tuvieron propiedades tan distintas?

La respuesta llegó a mediados del siglo XIX con la descripción de losisómeros. Los isómeros son compuestos que presentando el mismo númerode átomos de cada clase en una molécula, tienen propiedades distintas.

Estos pueden clasificarse como:

1. Isómeros constitucionales o estructurales: corresponden a aquelloscompuestos que teniendo la misma cantidad de átomos, se encuentranunidos de diferente forma. Se distinguen los siguientes tipos:

A. Isómeros de cadenaLos átomos de carbono presentan ubicaciones espaciales distintas. Porejemplo, para la fórmula global C4H10 se pueden obtener:

B. Isómeros de posiciónSon aquellos compuestos que teniendo las mismas funciones químicas(átomos o grupos de átomos distintos al C y al H) están enlazados adistintos átomos de carbono. Por ejemplo: C5H10O

Metilpropilcetona o 2-pentanona Dietilcetona o 3-pentanona

De cadena

Constitucional oestructural

ISOMERÍA

Estereoisomería

De posición

De función

Isomería óptica oenantiomería

Isomería geométrica odiastereoisomería

CH3– CH2– CH2– CH3

Butano

CH3 — CH2 — CH2 — CO — CH3 CH3 — CH2 — CO — CH2 — CH3

2-metilpropano

CH3– CH– CH3

CH3

128


Los enantiómeros se denominan también isómeros ópticos debido a quesometidos a luz polarizada en un plano girarán a la derecha (dextrogiro)y otro girará a la izquierda (levogiro). Un ejemplo es el comportamientodel ácido láctico, cuya fórmula estructural es:

C. Isómeros de funciónSe presentan en compuestos que teniendo la misma fórmula molecular,poseen grupos funcionales distintos; por ejemplo, para el C3H8O:

2. Estereoisómeros: son compuestos que presentan fórmulas moleculares yenlaces iguales, pero disposiciones espaciales distintas.

A. Enantiómeros o isómeros ópticosSe denomina enantiómeros a las moléculas que guardan entre sí unarelación objeto–imagen especular, es decir, no son superponibles el objetoy su imagen. Por ejemplo:

Figura 24. Isómero del clorofluoroetano.

O

OH

OH

El ácido láctico expuesto a la luz polarizada presenta los siguientescomportamientos:

Figura 25. Fórmula estructural del ácido láctico de la fermentación del azúcar y dela fermentación láctica del músculo.

En http://www.maph49.galeon.com/biomol1/isomers.html repasa los

conceptos de isomería visualizando ejemplos tridimensionales.

Ácido láctico

Levogiro Dextrogiro

H H

COOH COOH

OH HOCH3 CH3

C C

CH3 — CH2 — CH2 — OH CH3 — CH2 — O — CH3

Propanol Etiloximetil o etilmetil eter

CI CIH

H HH

C

CH H

H

H

C

CF F

MÁS QUE QUÍMICA

Las moléculas que nosean superponibles con suimagen especular sedenominan disimétricas oquiral; por lo tanto, paraque una molécula poseaun enantiómero debe serquiral. Analizado en unámbito más sencillo, unvaso de vidrio, unmartillo, una dona o uncepillo de dientes sontodos aquirales; mientrasque un zapato, untornillo, un caracol o unautomóvil son quirales.

129


B. Diastereoisómeros o isómeros geométricos:Se denomina así a los estereoisómeros con doble enlace que entre sí noguardan relación objeto–imagen, presentando diferencias sólo en ladisposición de sus átomos en el espacio. Por ejemplo, observa lassiguientes moléculas:

En http://www.educarchile.cl/ntg/sitios_educativos/1618/article62752.htmlencontrarás más información respecto a la isomeria.

Sí ambas moléculas obedecen a la fórmula C7H14 y corresponden al2- hepteno, ¿qué se podría hacer espacialmente para que sean idénticas? ¿Sepodría girar el carbono encerrado en el círculo rojo para que sean iguales?Puede parecer esta una medida apropiada, pero la rotación alrededor deldoble enlace es restringida, dando origen a los isómeros geométricos.Cuando los grupos iguales (átomos de H en este ejemplo) están en partesopuestas de los átomos de C unidos por el doble enlace, el isómero sedenomina trans; y cuando los grupos están en la misma zona espacial, sellama cis. Aplicando esta denominación al ejemplo anterior se obtiene:

Habilidades a desarrollar:- Aplicación.- Imaginación.

1. Indica el tipo de isomería que presentan los siguientes pares de compuestos.

CH3

C=C

H

(CH2)3– CH3H

CH3

C=C

(CH2)3– CH3

H H

1 2

CH3

C=C

H

(CH2)3– CH3H

CH3

C=C

(CH2)3– CH3

H Htrans – 2 – hepteno cis – 2 – hepteno

CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH31

CH3 – CO – CH2 – CH32 CH3 – CH2 – CO – CH3

CH3 – CH2 – OH3

4

5

6

7

CH3 – O – CH3

CH3 – CO – CH2 – CH2 – CH3

O

CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – C – H

CH3 – CH – CH2 – CH – CH2 – CH3

OH CH3

CH2 – CH2 – CH2 – CH – CH2 – CH3

OH CH3

H COOH

C=C

HOOC HCH3 CH2 – CH3

C=C

H CH3

CH3 CH3

C=C

H CH2 – CH3

H H

C=C

HOOC COOH

CH3 – CH –CH – CH3

CH3 CH3

TipoisomeríaNº Compuestos

DESAFÍO

CIENTÍFICO

130


Habilidades a desarrollar:- Visualización.- Elaboración de modelos.- Autoevaluación.

DESAFÍO

CIENTÍFICOLa finalidad de este desafío es que junto a cuatro compañeros elaboren los

modelos tridimensionales de las siguientes moléculas, respetando sus

ángulos y longitudes de enlace de acuerdo a los orbitales de hibridación.

1. Completa la siguiente tabla con la información que falta.

Indica que seencuentra detrás del

plano del papel.

Indica que se ubica delante delplano del papel.

Indica que se ubicaen el mismo plano

del papel.

3. Empleando la plasticina para simular los átomos como esferas y los fósforos

para representar enlaces, establece los modelos tridimensionales de siete

moléculas a elección.

Los modelos tridimensionales que serán elaborados por ustedes se

denominan “estructuras de esferas y palillos”. Por ejemplo:

2. Dibuja en el cuaderno la geometría molecular de cada una de las

moléculas revisadas en el punto 4. Para ello, utiliza una forma convencional

que indique la disposición espacial de los átomos en el plano:

C

Materiales:

- Dos cajas de plasticina.

- Una caja de fósforos.

- Un trozo de cartón de

40 x 40 cm.

aproximadamente.

- Un transportador.

Nombre Fórmulamolecular

Fórmulaestructural

plana

Fórmulaestructuralcondensada

Clasificación(alcano – alqueno – alquino)

PropanoCH3– CH2 – CH2 – CH3

C8H16

ButenoCH ∫ C – CH2 – CH2 – CH3

Hexeno

CH3 – CH2 – CH2 – CH = CH – CH2 – CH3

Penteno

CH3 – CH2 – CH2 – C ∫ C – CH3

C4H6

C2H6

CH3 – CH2 – CH = CH – CH3

HeptenoC3H4

Ciclopropano

Benceno

3-metilbutino

131


Figura 26. Modelos tridimensionales de esferas y palillos de compuestos orgánicos.

5. Dispón los modelos sobre el cartón y asígnales el nombre que corresponda.

6. Evalúa tu proceso de aprendizaje, marcando en la siguiente tabla la opción

que mejor te representa.

Aspectos L ML PLEnumero las propiedades del carbono que hacen posible la formación de diversos tipos de enlaces.Trabajo en equipo, colaborando en las actividades planteadas.Formulo alcanos, alquenos y alquinos a partir de su nombre.Puedo realizar una investigación sencilla, buscando información endiversas fuentes.Establezco correctamente el nombre de los compuestos orgánicos hasta aquí estudiados.Puedo establecer modelos moleculares.Puedo aplicar los conceptos o contenidos estudiados a la resolución de ejercicios y problemas.

4. Para elaborar los modelos tridimensionales considera los siguientes datos:

Enlace Longitudes de enlace (A) Enlace ÁngulosC–H 1,09 H–C–H 109,5ºC–C 1,54 H–C–C–H 109,5ºC=C 1,34 H–C=C–H 120ºC∫C 1,21 H–C∫C–H 180º

132


Importancia de los hidrocarburos en ChileLa Constitución Política de Chile establece que "el Estado tiene el dominioabsoluto, exclusivo, inalienable e imprescriptible de", entre otros, "losdepósitos de carbón e hidrocarburos y las demás sustancias fósiles". Enparticular señala que las sustancias contenidas en los depósitos dehidrocarburos no es objeto de concesión de exploración y/o explotación, y,por lo tanto, dichas actividades "podrán ejecutarse directamente por elEstado o por sus empresas, o por medio de concesiones administrativas o decontratos especiales de operación, con los requisitos y bajo las condicionesque el Presidente de la República fije, para cada caso, por decreto supremo".En este marco, el Estado de Chile ha adoptado la política de fomentar losContratos de Operación Petrolera a través de la Empresa Nacional dePetróleo (ENAP), quien puede participar directamente con las empresasprivadas interesadas en este tipo de contratos.

De acuerdo a la política económica del país, en este sector existe libertad parainvertir, importar y exportar hidrocarburos líquidos, gaseosos y sólidos. Cabehacer notar que actualmente Chile es importador neto de hidrocarburos.

En términos generales, los precios se rigen por los mercados internacionalesa través de la paridad de importación, a excepción del gas natural. En estecaso, su precio está dado por los precios de las cuencas productoras deArgentina y de Chile, y son reflejados en los contratos de largo plazolibremente pactados. Es importante destacar que las empresas involucradasdeben cumplir con los estándares de calidad de los productos o servicios quesuministran de acuerdo al marco normativo vigente.

Oxígeno, carbono, hidrógeno y nitrógeno

son los elementos más abundantes en el

organismo. La mayor parte de ellos está

presente en compuestos indispensables

para el cuerpo, como los carbohidratos,

las proteínas y las grasas.

Las reservas de energía del cuerpo sealmacenan en los carbohidratos y enlas grasas. Los primeros proporcionan,en promedio, menos energía que lossegundos. En el intervalo entre laliberación de energía a partir de estasmoléculas y su utilización por elorganismo, la energía se puedealmacenar durante un tiempo breve enmoléculas de un compuesto llamadoATP (trifosfato de adenosina).

La reacción primordial de liberación de

energía del cuerpo es la oxidación de la

glucosa (que puede obtenerse a partir de

los alimentos consumidos) a CO2

y agua.

Esta energía se libera poco a poco en

reacciones individuales y de inmediato se

almacena a corto plazo en el ATP.

En la reacción de almacenamiento de

energía, el ADP (difosfato de adenosina)

incorpora en su estructura un grupo

fosfato (PI) para formar ATP y agua.

ADP+PI ATP+H2O

A medida que el cuerpo necesita energía,

ésta se libera por acción inversa de la

reacción de almacenamiento de energía.

La conversión de ATP en ADP proporciona

cerca de 7,3 kcal/mol por unidad de ATP.

Ésta es la fuente de energía para

diferentes funciones vitales del cuerpo,

como la digestión, la circulación de la

sangre, la respiración, la contracción

muscular, la secreción glandular y la

reparación de tejidos, entre otros.

Para que tu cuerpo pueda llevar a cabo,

con mayor eficacia, estos y muchos otros

procesos imprescindibles para su correcto

funcionamiento, es necesario que te

alimentes adecuadamente según lo

indica la pirámide de los alimentos:

En términos generales, el consumo diario

para un adulto promedio debería ser de

50 a 60% de carbohidratos, hasta 30% de

lípidos y de 15 a 20% de proteínas.

Para la reflexiónHabilidades a desarrollar:- Investigación.- Aplicación.

1. Investiga, ¿por qué los carbohidratos

proporcionan menos energía que las

grasas?

2. ¿Cuál es la importancia de la oxidación de

la glucosa?

3. ¿Cuál es la diferencia entre el ADP y el ATP?

4. ¿Cuál es la importancia del ATP para

nuestro organismo?

5. Investiga y consúltale a tu profesor(a) de

química y de biología ¿cuál es la

importancia del organelo celular

denominado mitocondria en la formación

de ATP?

El combustible de nuestro CuerpoRevista Científica

OO

OO

O P O P O

H H

HC

N

NC

CC

NC

N

H

OH

Adenina

Ribosa

Trifosfato de adenosina (ATP)

H H

OOOO

OOO

Fosfatos

NH2

OH

O P O P O P O CH

H H+ HPO2–

4 + H+

HC

N

NC

CC

NC

N

H

OH

Difosfato de adenosina (ADP)

H H

O

NH2

OH

CH


134


Desarrolla las siguientes actividades en forma

individual, consultando todas tus dudas con tu

profesor o profesora y, luego, compara los resultados

obtenidos con los de tus compañeros y compañeras.

I. Define los siguientes conceptos.

1. Hidrocarburos. 5. Hidrocarburo alifático.

2. Tetravalencia. 6. Hidrocarburo cíclico.

3. Enlace sigma. 7. Hidrocarburo aromático.

4. Enlace pi. 8. Isómeros.

II. Explica brevemente.

1. ¿Por qué el carbono puede formar enlaces muy

fuertes consigo mismo y con el hidrógeno?

2. ¿Qué enlace (sigma o pi) es más fuerte y por qué?

III. Reconoce en los siguientes compuestos los tipos de

enlace presentes entre carbono – carbono.

1. C3H

8

2. CH2

= CH – CH2

– CH = CH2.

3. 3 – octino.

4. 2,4 – heptadieno.

5. C2H

2

6. CH3CH

2– CH

2 – CH

3

IV. Completa en tu cuaderno la siguiente tabla de

información para los hidrocarburos alifáticos.

V. Determina la fórmula estructural condensada para los

siguientes compuestos.

1. Ciclo pentano

2. 2 - metilpropano

3. 2,2 - dimetilpropano

4. 3 - metil - 1 - ciclo butil pentano

5. 2, 4, 7 - nonatrieno

6. 3 - etil - 1,4 - penta diino

7. 1,2,3 - trimetilbenceno

8. 1,3,5 - trimetil - 2 - propil benceno

VI. Nombra los siguientes compuestos.

CH3

1. CH3

– C – CH2

– CH2

– CH3

CH2

CH3

CH3

2. CH2

– C ∫ C – C – CH3

CH2

– CH3

CH2

CH3

CH3

3. CH3

– C = C – CH2

– CH

CH2

CH3

CH2

CH3

CH3

4. CH ∫ C – C – CH2

– CH2

– CH3

CH2

CH3

5.

6.

7.

8.

9. CH3

– CH2

– CH2

– CH2

– CH2

– CH3

10. CH3

– CH2

– CH2

– CH = C= CH – CH3

11. CH3

CH3

C = C

H H

CH2

- CH3

CH2

- CH3

CH2

- CH3

CH3

CH2

- CH3

CH3

CH3

EnlaceCarbono -Carbono

FórmulaTerminación

en lanomenclatura

Hidrocarburo

AlquenoSimple

Cn H2n–2

12. CH3

H

C = C

H CH3

135


AutoevaluaciónRevisa el nivel de logro de los aprendizajes esperados

para este tema. Recuerda ser honesto(a) al responder.

Sólo así podrás revisar aquellos aspectos que

consideras que no han sido logrados completamente.

Marca con una X el casillero que correponda.



parcialmente el aprendizaje, aún falta trabajar algunos

aspectos.

Por lograr (PL): Aún no logras el aprendizaje, debes

seguir trabajando para hacerlo.

VII. Clasifica el tipo de isomería que presentan

los siguientes pares de compuestos:

VIII. Representa la fórmula estructural condensada

de dos isómeros para cada una de las

siguientes fórmulas moleculares:

1. C6H

14

2. C4H

8

3. C4H

9Cl, en el que un átomo de hidrógeno

del butano ha sido sustituido por cloro.

4. C3H

6Cl

2, en el que dos átomos de hidrógeno

del propano han sido sustituidos por átomos

de cloro.

IX. Escribe las siguientes reacciones químicas:

1. Combustión del etano.

2. Hidrogenación del propeno.

3. Halogenación con flúor (F2) del metano.

4. Adición de ácido fluorhídrico (HF) al hexeno.

5. Adición de un agente asimétrico (HX) al butino.

Aspecto a evaluar L ML PL

Distingo un compuesto orgánico de uno inorgánico.Identifico un alcano de un alqueno y un alquino.Comprendo y reconozco un enlace sigmay uno pi.Reconozco mis errores y trato deenmendarlos.Puedo nombrar cadenas ramificadascorrectamente.Identifico isómeros y el tipo de isomeríaque presentan diversos compuestos.Actúo responsablemente en el trabajoindividual y en equipo.Puedo relacionar fórmulas y nombres decompuestos orgánicos.Valoro la importancia del carbono comoelemento indispensable para la vida.Trato con respeto a mis compañeros yprofesor/a.Soy honesto/a en mi trabajo, con miscompañeros/as y profesor/a.He aprendido habilidades de observación, razonamiento einvestigación, así como las de exposicióny comunicación de resultadosexperimentales o de indagación.Distingo una fórmula estructural de una condensada.Utilizo el conocimiento y la informaciónpara conocer la realidad.Aplico la creatividad en la formulación depreguntas e hipótesis.

1. CH3

– CH – CH3

y CH3

– CH2

– CH2

– CH3

CH3

2. CH3

– CH – CH3

y OH – CH2

– CH2

– CH3

OH

3. CH3

– CH2

– CH2OH y CH

3– O – CH

2– CH

3

CH3

CH3

CH3

H

4. C = C y C = C

H H H CH3

Cl CH3

H H

5. C = C y C = C

H Cl Cl Cl

O O

6. CH3

– CH2

– C – OH y CH3

– O – CH2

– C – H

TEMA 2Grupos funcionalesEstudiarás en este tema:

• Caracterización de los

grupos funcionales;

introducción a la

nomenclatura de

compuestos orgánicos.

• Representación mediante

modelos tridimensionales

de moléculas orgánicas

con distintos grupos

funcionales. Nociones de

estereoquímica.

• Usos actuales y

potenciales de

compuestos orgánicos de

importancia industrial,

doméstica y farmacéutica.

• Debate informado acerca

de la contribución de la

química orgánica al

bienestar de las personas.

• Reacciones de oxidación

de moléculas orgánicas.

Aspectos

estequiométricos y

energéticos.

• Destilación de una bebida

alcohólica y estimación

del grado alcohólico.

136


Un gran número de compuestos orgánicos, además de carbono e hidrógeno,

presentan oxígeno, halógenos y nitrógeno, entre otros átomos, consignando a

la molécula una serie de características y propiedades particulares.

Grupos funcionales

Ácido carboxílicoR - COOH

CetonasR-CO-R’

AlcoholesR - OH

ÉteresR-O-R’

AmidasR-CONH2

AldehídosR-COH

ÉsteresR-COOR’

AminasR-NH2

HalurosR - X

Y para comenzar...

Escribe la mejor respuesta que imagines para cada una de las preguntas.

1. ¿Qué información te entrega el organizador?

2. ¿Qué otros ejemplos podrían corresponder a los distintos grupos funcionales?

3. ¿Qué asociación puedes establecer respecto de los hidrocarburos y los

grupos funcionales?

4. Si tienes una muesta de una sustancia orgánica, ¿qué pruebas harías para

determinar a qué sustancia corresponde?

5. Determina la formula estructural plana de los siguientes compuestos y

encierra en un círculo los grupos funcionales.

a. CH3CH

2OH d. CH

3CH

2CHO g. CH

3CH

2CH

2NH

2

b. C4H

10O e. CH

3COCH

2CH

3h. C

10H

18

c. CH3OCH

3f. CH

3CH

2COOH i. CH

3CH

2CH

2Cl

Comparte con tu compañero o compañera las respuestas.

Reconocimiento de grupos funcionales CIENCIA EN ACCIÓN

137

TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES

Estudiaremos:

- Grupos funcionales.

Introducción

Trabajarás a continuación en la identificación experimental de tres grupos

funcionales: los ésteres, los ácidos carboxílicos y alcoholes, cada uno de los

cuales son ampliamente utilizados en la industria química.


Antes de iniciar la actividad experimental, procede a observar y registrar

características físicas del butanol y del ácido acético. Este proceso será

fundamental para el análisis de datos.


Proponemos las siguientes:

1. ¿Cuál es la reacción química entre el butanol, el ácido acético y el

ácido sulfúrico?

2. ¿Cuál es la reacción química entre el ácido acético y el bicarbonato

de sodio?

3. ¿Cuál es la reacción química entre el butanol y la mezcla entre el

permanganato de potasio y el ácido sulfúrico?

4. ¿Cuáles son las características de los alcoholes (representados por el

butanol), los ácidos carboxílicos (representados por el ácido acético) y un

éster qué podrás observar gracias al diseño experimental?


Con la ayuda de tu profesor(a) e investigando en diversas fuentes,

establece respuestas probables para las preguntas de investigación y la

hipótesis experimental.


Lee con atención cada una de las indicaciones y consulta al profesor(a) las

dudas que surjan en el trabajo junto a tus compañeros y compañeras.

Experimento 1: Identificación de ésteres

1. En un tubo de ensayo, mezcla 2 mL de butanol con 2 mL de ácido acético.

2. Agrega a la mezcla 10 a 15 gotas de H2SO

4.

3. Calienta suavemente por 10 minutos a baño María.

4. Retira el tubo del baño y disuelve su contenido en 6 mL de agua.

Experimento 2: Identificación de ácidos carboxílicos

En un tubo de ensayo dispón 5 mL de ácido acético y agrega gotas de

solución de bicarbonato hasta observar cambios.


• Mechero.

• Trípode - rejilla.

• Tres pipetas.

• Tres gotarios.

• Un vaso precipitado de

400 mL.

• Una pinza de madera.

• 7 mL Butanol

(OHCH2

CH2CH

2CH

3).

• 7 mL de ácido acético.

(CH3COOH).

• 2 mL de ácido sulfúrico

concentrado (H2SO

4).

• 2 mL de solución saturada

de bicarbonato de sodio

(NaHCO3).

• 5 mL de solución 0,5% de

permanganato de potasio

(KMnO4).

Materiales

Habilidades a desarrollar:- Observación.- Reconocimiento.- Caracterización.

138


PRECAUCIÓN:

Recuerden seguir las

instrucciones de seguridad que

les da el profesor o profesora.

Trabajarán con un ácido

concentrado; por ello, deben

prevenir su derramamiento y

evitar entrar en contacto directo

con él. Además, calentarán una

solución directamente sobre la

llama del mechero. Recuerden

emplear la pinza de madera

para operar con él y apuntar el

extremo de la boca del tubo

hacia un lugar despejado.

Experimento 3: Identificación de alcoholes

En un tubo de ensayo limpio y seco deposita 3 mL de butanol, 3 mL de

KMnO4

y 3 gotas de H2SO

4. Calienta suavemente durante 10 segundos.


Anota las observaciones de cada una de las reacciones estudiadas y pon

atención en los cambios físicos experimentados.


Ordena los datos en una ficha de registro como la siguiente:


Responde las preguntas de investigación planteadas anteriormente. En cada caso

con la ayuda de su profesor o profesora escribe las ecuaciones químicas que

explican las reacciones de cada experimento.

Anota la fórmula extendida de los grupos funcionales identificados y relaciona

con tus observaciones experimentales.


Establecer las conclusiones respecto a la validez de la hipótesis establecida y

comunicar los resultados será la actividad que desarrollarás a continuación.

Para ello, compara los resultados obtenidos con la hipótesis y concluye.

Posteriormente, elige una de las siguientes formas de comunicar los resultados:

1. Informe de laboratorio.

2. Díptico informativo.

3. Panel informativo.

Si escogen desarrollar el informe, elabórenlo según las indicaciones

propuestas en la unidad II, tema 1 y entregue una copia al profesor.

Si eligen el díptico informativo, deberá sacar copias para entregar a sus

compañeros y compañeras y a su profesor(a).

Por último, si el elegido es el panel informativo, una vez terminado pégalo en

el lugar que indique tu profesor(a) en la sala de clases o en el laboratorio.


Para cerrar el proceso experimental evaluando la actividad realizada comparte

en el grupo las siguientes preguntas.

1. ¿Qué hemos aprendido respecto al trabajo en equipo?

2. ¿Cuáles fueron las fortalezas y debilidades del trabajo realizado?

3. ¿Qué aprendimos respecto a los grupos funcionales orgánicos?

CUIDA EL AMBIENTE:

Una vez terminada la

experiencia, agrega a cada

tubo cinco gotas de solución de

hidróxido de sodio para

neutralizar la acción del ácido

sulfúrico. Luego, elimina el

contenido por el desagüe y

deja correr el agua por

unos segundos.

Olor Reacción experimentada

Alcohol

Ácido acético

Éster

139


Funciones orgánicas

El siguiente cuadro resumen, muestra el átomo o grupo de átomoscaracterístico de cada función orgánica y los prefijos y/o sufijos que lanomenclatura moderna (IUPAC) les asigna en orden de preferencia.


Puedes observar en la tablade grupos funcionales quevarios de ellos contienen elgrupo C = Odenominado carbonilo.

Grupofuncional

Fórmulacondensada

Fórmulaextendida

Terminacióncaracterística

Nomenclaturacomo

sustituyente

Ácido carboxílico

Éster

Amida

Aldehído

Cetona

Alcohol

Amina

Éter

Alquenodoble enlace

Alquinotriple enlace

Haluros

R-COOH

R-COOR

R-CO-NH2

R-COH

R-CO-R1

R-OH

R-NH2

R-O-R1

-oico carboxi-

oxicarbonil-

carbamoíl-

formil-

oxo-

hidroxi-

amino-

oxi-, oxa-

...enil-

R–C–OH

O

=

R–C–O–R1

O

=

R–C–NH2

O

=

R–C–H

O

=

R–C–R1

O

=

R–OH

R–NH2

C=CH

R1

R1

H

R–O–R1

R–X

R–C C–R1

HR – C = C – R1

H

R – C C – R1

R-X

-ino

-eno

-oxi-

-amina

-ol

-ona

-al

-amida

-oato

flúor-, cloro-bromo-, iodo-

...inil-

El átomo, o grupos de ellos, que confiere a un compuesto propiedadesparticulares se denomina “grupo funcional”, siendo los más comunes: ácidocarboxílico, alcohol, éster, amina, amida, aldehído, cetona, éter y haluros.Según el grupo funcional que presente cada compuesto orgánico seclasifican en:

Compuestos orgánicos

Oxigenados

Éteres

ÉsteresÁcidos carboxílicos

Aldehídos Cetonas Amidas Aminas

Halogenados Nitrogenados

R y R1 representan diferentes cadenas de hidrocarburos.

140


Compuestos halogenadosEstos compuestos se obtienen de hidrocarburos, en cualquiera de sus tipos,que al ser sintetizados sustituyen uno o más átomos de hidrógeno porátomos de halógenos (F, CI, Br, I), lo que es representados como:

R-X donde R= HidrocarburoX= Halógeno

En la naturaleza estos compuestos prácticamente no se encuentran, noobstante lo anterior son de gran importancia industrial al ser empleadoscomo disolvente y/o en la síntesis (obtención) de otros compuestos, razónpor la cual deben ser sintetizados (producidos) por el hombre a gran escala.Sus usos son diversos y van desde industriales, farmacéuticos y domésticoscomo por ejemplo:1. El clorometano CH3Cl, empleado en la síntesis de gemas2. Tricloro metano CHCl3, empleado antiguamente como anestésico3. Diclorodifluorometano CF2Cl2, empleado como refrigerante en airesacondicionados y en refrigeradores.

Se nombran indicando la posición y nombre del halógeno seguido delnombre de la cadena principal (ramificada o no); por ejemplo:

H H H H

MOH + R — C — C — X R — C = C + H2O + MX

H H H

Base fuerte + halogenuro alqueno + agua + sal

CH2Cl – CH2 – CH31 2 3

Nombre Cloropropano.

Se observa: un átomo de cloro en el carbono 1 y una cadenacon enlaces simples de tres carbonos.

Ejemplo 1

CH2 = CH – CCl2 –CH31 2 3 4

Nombre 3,3 - diclorobuteno.

Se observa: dos átomos de cloro en el carbono 3 y una cadenade cuatro carbonos con un enlace doble en el carbono 1.Como función orgánica, el doble enlace tiene preferencia sobreel halógeno.

Ejemplo 2

La reacción de eliminación es la más común de los halogenuros. Ésta secaracteriza por la pérdida de átomos de hidrógeno y un halógeno(deshidrohalogenación) en medio básico fuerte y a altas temperaturas,formando alqueno, agua y liberando una sal. Su mecanismo es:

1. Determina el nombre de los siguientes haluros:

a. CH3Cl c. CH

2= CF – CH

2– CH

2F

b. CHCl3

d. CH ∫ C – CHCl – CH3

Habilidades a desarrollar:- Identificación.

DESAFÍO

CIENTÍFICO

141


AlcoholesCompuestos que contienen un grupo hidroxilo (–OH), formados alreemplazar uno o más hidrógenos de un hidrocarburo por uno o más de losgrupos alcohólicos. Su fórmula general es:

R – OH

Para nombrarlos se indica la ubicación del grupo funcional seguido delnombre de la cadena con la terminación característica –ol. Por ejemplo:

CH3 – CH2 – CH2OH3 2 1

Nombre 1 - propanol.

Se observa: el grupo funcional –OH y una cadena de trescarbonos con un enlace simple.

CH2OH – CH2 – CHOH – CH31 2 3 4

Nombre 1,3 – butanodiol.

Se observa: dos grupos funcionales – OH en los carbonos 1 y3, en una cadena de cuatro carbonos con un enlace simple.

Dependiendo de la sustitución del carbono al que se une el grupo hidroxilo,un alcohol puede ser:

Primario: Cuando el grupo OH está unido a un carbono primario (elprimero o final de la cadena) según la fórmula general: R–CH2–OHPor ejemplo:

2-metil - 2-propanol

R — CH2 – OHCH3–CH2–CH3–OH

R

R — CH – OH

CH3-CH-OH

CH3

Terciario

RR – C – OH

RCH3

CH3 C – OHCH3

Secundario: Grupo OH está unido a un carbono secundario, según lafórmula general:

Terciario: El grupo OH está unido a un átomo terciario, según la fórmula general:

1-Propanol

2-propanol

MÁS QUE QUÍMICA

Un gran número dehidrocarburos halogenadosson de importanciacomercial; por ejemplo, eltriclorometano CHCl3,conocido genéricamentecomo “cloroformo”, es unlíquido con aplicacionesanestésicas; y el diclorodifenil tricloroetano(hidrocarburopolihalogenado) fueempleado durante añoscomo insecticida, hasta quese comprobó quepermanecía en los suelospor largos espacios detiempo sin descomponersey que además eraliposoluble, por lo cual seacumulaba en los tejidosgrasos de los animales.

142


Los alcoholes presentan entre sus características una zona hidrofóbica decarácter apolar representada por el hidrocarburo y una hidrofílica o polar,en la cual se encuentra el grupo –OH.

Dicha polaridad se produce porque el oxígeno tiene hibridación sp3 con dospares de electrones no enlazantes. La electronegatividad del átomo (O)provoca la polarización del enlace O–H y del C–O, produciendo la apariciónde momentos dipolares.

Es sabido que “lo semejante disuelve a lo semejante”y, por ende, unasustancia polar se disolverá en otra polar y una apolar en otra apolar.Aplicando la norma a los alcoholes, se puede suponer que un extremo de sucadena podría disolverse en agua y el otro no, esto hace la diferencia conlos hidrocarburos.

MÁS QUE QUÍMICA

La reacción de oxidacióndel etanol (compuestopresente en los vinos) conaire produce ácidoetanoico o ácido acético(principal componente delvinagre), razón por la quelos vinos se “avinagran”.

Las reacciones más comunes que presentan:1. Los alcoholes y fenoles son aquellas que poseen enlace O – H.2. Los alcoholes son las producidas por la ruptura del enlace C – OH.

Por ejemplo:

Reacción de eliminación: es la producida por la ruptura del enlace C – OHen medio ácido y altas temperaturas (sobre los 120 ºC).

H H H

H — C — C — C O — H

H H HZona hidrofóbica.

Zonahidrofílica.

Sus puntos de fusión y ebullición son elevados debido a la formación deenlaces puente de hidrógeno.

El etanol por ejemplo, empleado como “alcohol desnaturalizado”en el hogartiene una tº de ebullición de 78 ºC, baja si la comparas con la del agua (100 ºC).

Dentro de los alcoholes se encuentran los “fenoles”, compuestos en los que elgrupo funcional -OH está enlazado a un hidrocarburo aromático, según laformula general.

Ar -OH donde Ar=Hidrocarburo aromático

Son denominados como hidroxiderivados del benceno, se caracterizan por serlíquidos de elevados puntos de ebullición o sólidos de olores muy fuertes. Porla presencia del anillo bencénico sus propiedades son muy distintas a la de losalcoholes de cadenas alifáticas.

Son ejemplos:

1,2-dihidroxibenceno

OH

OH

OH

1-hidroxibenceno o “Fenol”

143


Reacción de sustitución: es la reacción de alcoholes con hidrácidos (HX),produciéndose la sustitución del grupo - OH por el halógeno (X), lo que dacomo producto un haluro de alcano y agua de acuerdo con el siguientemecanismo:

Los alcoholes enfrentan la protonación (ataque de un ión positivo dehidrógeno) del grupo - OH, formando un alqueno y agua de acuerdo con elsiguiente mecanismo:

H H H

R – C – C – O – H R – C = C + H2O

H H H H

HX

t°

H

H — C — H

H — C — OH

H

H

H — C — H

H — C — X

H

HX+ + H2O

Habilidades a desarrollar:- Identificación.- Aplicación.

3. Establece la ecuación química correcta para las siguientes reacciones:

a. Reacción de eliminación del butanol.

b. Reacción de sustitución del propanol con ácido clorhídrico (HCl).

H

c. CH3

– C –OH

CH3

CH3

a. CH3

– C – OH

CH3

b. CH3

– CH2

– CH2

– OH

1. Determina el nombre de los siguientes alcoholes:

a. CH3CH

2OH

b. CH ∫ C – CHOH – CH3

c. CH3

– CHOH – CHOH – CH3

2. Establece cuál de los siguientes alcoholes es primario, secundario

y terciario.

MÁS QUE QUÍMICA

El propanotriol (OHCH2 –OHCH – CH2OH),conocido comúnmentecomo glicerina, es unalcohol utilizado en laindustria cosmética parala fabricación de cremas y jabones.

El metanol (CH3OH) esun alcohol que se obtienede la destilación seca dela madera. Su consumo esaltamente nocivo para elorganismo, puesmetabólicamente setransforma enformaldehído y ácidofórmico, impidiendo eltransporte de oxígeno a la sangre.

El etanol (CH3CH2OH),en cambio, es el alcoholpresente en las “bebidasalcohólicas”y se obtienepor fermentación deazúcares y almidónpresentes en frutas yverduras.

DESAFÍO

CIENTÍFICO

144


Destilación de bebida alcohólicaCIENCIA EN ACCIÓN

Estudiaremos:

- Proceso de destilación de una bebida alcohólica.

Introducción

El etanol (CH3CH

2OH) es el alcohol presente en las “bebidas alcohólicas”. Se

obtiene por fermentación de azúcares y almidón, produciendo dióxido de

carbono. El objetivo de esta experiencia es obtener un alcohol mediante la

destilación de una bebida alcohólica.


Antes de iniciar esta actividad, investiga qué relación tienen el grupo orgánico

“alcohol” con las bebidas alcohólicas. Luego, observa las características físicas

de la bebida alcohólica que destilarás.


Gracias a la destilación de la bebida alcohólica podrás obtener un alcohol

puro. ¿Cuáles crees que serán sus propiedades?

Paso 3: Formulación de la hipótesis

Para formular inferencias respecto a la pregunta de investigación investiga en

diversas fuentes (libros, artículos, internet) las propiedades de los alcoholes y

establece una hipótesis.


1. En un vaso precipitado deposita 20 mL de la bebida alcohólica. Luego

introduce el termómetro y procede a calentar hasta registrar su

temperatura de ebullición.

2. Arma el equipo de destilación. Sigue atentamente las instrucciones de tu

profesor o profesora para obtener el sistema que muestra la siguiente figura.

3. En la probeta, mide 100 mL de la bebida alcohólica.

4. Deposita en el balón de destilación los 100 mL de la bebida.

5. Inicia el enfriamiento del tubo refrigerante.

6. En el extremo del tubo refrigerante dispón el matraz de Erlenmeyer para

recibir el destilado.

7. Comienza a calentar el balón de destilación y continúa hasta que tres

cuartas partes de la bebida se evaporen.

8. En un vaso precipitado deposita el destilado que se encuentra en el matraz

Erlenmeyer (máximo 20 mL), introduce un termómetro y procede a calentar

para registrar su punto de ebullición.


Registra tus observaciones respecto al olor de los reactivos y sus puntos

de ebullición.

• Un equipo de destilación.

• Un matraz de Erlenmeyer.

• Tres vasos precipitados de

250 mL.

• Un trípode.

• Un mechero.

• Una rejilla.

• Un termómetro.

• Una probeta de 100 mL.

• 120 mL de vino tinto.

Materiales

Habilidades a desarrollar:- Elaboración.- Manipulación.

PRECAUCIÓN:

La llama del mechero debe

permanecer alejada del

matraz de Erlenmeyer en el

cual recibirán el destilado,

pues se trata de un

compuesto inflamable.

Montaje de un equipo dedestilación.

145



Observa con atención los datos obtenidos.

1. Elabora un gráfico de los puntos de ebullición versus sustancia, agregando a

esos datos el punto de ebullición del agua (100 °C). Recuerda las

instrucciones entregadas para la correcta elaboración de gráficos. Si no las

recuerdas revisa la página 57 de la Unidad I.

a. Compara los puntos de ebullición. ¿A qué conclusiones llegaste?

b. ¿Qué pueden establecer respecto de los alcoholes?

c. ¿Cómo crees que se puede determinar el grado alcohólico? ¿Qué

métodos se usarían?

2. ¿Qué función cumple el tubo refrigerante en el proceso de destilación?

3. Explica técnicamente qué ha ocurrido durante el proceso de evaporación y

qué relación tiene la comparación de los puntos de ebullición.

4. De acuerdo con tus conclusiones, ¿por qué se establece en este laboratorio

como precaución mantener alejada la llama del mechero del matraz en el

que reciben el destilado?


Para comunicar los resultados al curso y profesor(a) elabora un informe de

laboratorio. Recuerda aplicar las instrucciones entregadas en la Unidad II, tema 1

para su confección.


Usando la siguiente tabla de registro, ordena los datos de la actividad

experimental.

Un proyecto de investigación permite responder a un problema

práctico mediante el diseño, realización de un experimento y

evaluación del resultado. Chequea cuáles de estos pasos ejecutas.

Pasos de un proyecto de investigación Sí A veces No1. Identificar un problema.2. Buscar información en diversas fuentes.3. Planteamiento de una hipótesis.4. Diseñar el experimento.5. Realización del experimento.6. Registrar datos.7. Interpretar los datos.8. Elaborar las conclusiones.9. Evaluar los resultados.10. Aplicar lo aprendido a situaciones nuevas.

Aspectos \ Sustancia Bebida alcohólica Destilado

Color

Olor

Punto de ebullición

146


ÉteresSon compuestos que se consideran derivados del agua (H – O – H) o delalcohol (R – OH), y cuando se sustituyen en ellos el hidrógeno (H) porcadenas carbonadas, generan la función éter R – O – R1.Donde R y R1 pueden ser cadenas alifáticas (R), aromáticos (Ar), y si ambascadenas son iguales serán considerados éteres simétricos.Para nombrarlos se indican las cadenas carbonadas seguidas del sufijo -éter.Por ejemplo:

1. Ambas cadenas son idénticas.

CH3CH2 – O – CH2CH3 Dietiléter.

Simétricos

2. Cadenas distintas.

CH3 – O – CH2 CH2CH3 Metil - propiléter.

Asimétricos

Estos compuestos se caracterizan por presentar temperaturas de fusión yebullición bajas respectos a los alcoholes y los fenoles, razón por la cual songases a temperatura ambiente en su mayoría y cuando se encuentran enestado líquido, estos son muy volátiles.

Los éteres se pueden obtener por reacción de condensación, en la quemoléculas de alcohol en presencia de ácido sulfúrico (H2SO4) comocatalizador se deshidratan de acuerdo con el siguiente mecanismo:

R – CH2 – OH + R – CH2 – OH R – CH2 – O – CH2 – R + H2OH2 SO4

o

o

o


DESAFÍO

CIENTÍFICO1. Determina el nombre correcto de los siguientes éteres:

a. CH3OCH

2CH

3b. CH

3CH

2OCH

2CH

3

2. Escribe la fórmula estructural condensada para:

a. Dibutiléter. b. Etil - hexiléter.

3. Establezca las siguientes reacciones:

a. Formación del dipentileter por reacción de condensación

b. Reacción del pentanol con el etanol en ambiente ácido por presencia

de ácido sulfúrico.

MÁS QUE QUÍMICA

El dietiléter o eteretílicofue empleado duranteaños como anestésico,hasta que se comprobóque, entre otras,producía severasinflamaciones en lasvías respiratorias.

147


AldehídosLos aldehídos contienen el grupo funcional carbonilo (C = O). Éste se uneal carbono terminal de una cadena y el enlace libre del carbono se une a un hidrógeno:

OR – C – H

Para nombrarlos se contabiliza el carbono del grupo funcional en la cadena y secambia la terminación del alcohol (–ol) por –al. En cambio, cuando la función–CHO está unida a ciclo o aromáticos se emplea el sufijo “-carbaldehído”.

Por ejemplo:

1. CH3 – CHO Etanal2 1

2. CHO – CH2 – CH2 – CHO Butanodial1 2 3 4

Los aldehídos se obtienen por la oxidación de alcoholes, en la que se pierdeun hidrógeno del grupo –OH y otro del carbono contiguo al grupo según elsiguiente mecanismo:

H O

R – C – O – H R – C – H

H

CHO3.

Ciclopentanocarbaldehido


1. Escribe el nombre correcto para:

a. CH3CH

2CH

2CHO. b. CHOCH

2CHO

2. Determina la fórmula de:

a. 1,3,5 - ciclohexanotricarbaldehído.

b. 1,3 ciclopentanodicarbaldehído.

3. Escribe la ecuación de oxidación del propanol que da origen a un aldehído.

CetonasLas cetonas R–CO–R1 presentan cadenas carbonadas (idénticas o distintas)unidas al grupo funcional carbonilo (CO). Para nombrarlas se considerandos numeraciones distintas:1. Enumerar contabilizando el carbono del grupo funcional dentro de la

cadena y nombrar el compuesto reemplazando la terminación -o delhidrocarburo por -ona.

2. Considerar las cadenas como radicales, nombrando estos en ordenalfabético seguido del sufijo -cetona.Si las cadenas que se unen al grupo funcional son iguales, se dice que la cetona es simétrica; por el contrario, si son distintas, se llama cetona asimétrica.

MÁS QUE QUÍMICA

El metanal oformaldehído fuedescubierto en 1867 porel químico alemán AugustW. von Hofmann.Actualmente es utilizadoen adhesivos para lafabricación de placas demadera aglomerada.

O O

CH3 – C – CH3 CH3 – CH2 – C – CH3

Cetona simétrica Cetona asimétrica

DESAFÍO

CIENTÍFICO

148


120º

120º

120º

R

H

C O

120º

120º

120º

H

H

C O

Compuestos

CH3 – CO – CH3

O||

CH3 – C – CH3

Propanona

O||

CH3 – C – CH3

Dimetilcetona

CH3 – CH2 – CO – CH3

O||

CH3 – CH2 – C – CH3

Butanona

O||

CH3 – CH2 – C – CH3

Etilmetilcetona

CO

No se asigna nombre deesta forma, pues el

carbono no se cuentadentro de la cadena.

Difenilcetona

NomenclaturaConsiderando el grupo funcional

parte de la cadena

NomenclaturaConsiderando radicales

C

O

En los aldehídos y en las cetonas, el carbono y el oxígeno del grupocarbonilo (C=O) tienen hibridación sp2 y se encuentran en el mismo planoque los otros dos sustituyentes (R) con ángulos de enlace de 120º.

Aldehído Cetona

Dicha polaridad hace que los puntos de ebullición de aldehídos y cetonassean más elevados por los de los hidrocarburos de masa molecular similar,debido a la interacción entre dipolos.

En estos compuestos, además es imposible el enlace intermolecular entre sípor “puente hidrogeno”, razón por la cual las temperaturas de ebulliciónson menores que las de los alcoholes correspondientes.

Sin embargo, si es posible que formen enlaces puente hidrógeno con elagua, lo que explica que se solubilicen en el agua aldehídos y cetonas debaja masa molecular y que disminuye conforme aumenta el número decarbonos en la cadena.

El oxígeno del grupo carbonilo tiene dos pares de electrones solitarios y,además, es más electronegativo que el carbono, lo que provoca unapolarización del enlace C=O, generando carga parcial positiva sobre elcarbono y negativa sobre el oxígeno.

C O+

149


Ambos compuestos se obtienen mediante oxidación suave y controlada dealcoholes, como muestran los siguientes ejemplos:

Cetonas R–OH–CH2–R1 R–C–R1

Alcohol secundario cetona

*agente oxidante puede ser el dicromato de potasio (K2 Cr2 O7) o el aguaoxigenada (H2O2)

Agente oxidante

Agente oxidante

O

H

Aldehídos R–CH2–OH R–C =OAlcohol primario Aldehído

1. Establece el nombre correcto de los siguientes compuestos:

a. CH3CH

2COCH

2CH

3

b. CH3COCH

2CH

2CH

2CH

3

2. Determina la fórmula estructural plana de los compuestos:

a. Dibutilcetona.

b. Etilhexilcetona.

c. Fenilpropilcetona.

3. Investiga:

a. ¿Qué producto se obtiene de la oxidación de un alcohol primario y de uno

secundario? Establece los mecanismos de reacción correspondientes.

b. ¿Qué es la ozonólisis de alquenos y qué productos se forman?

c. Explique el proceso de hidratación de alquinos para obtener cetonas.


Ácidos carboxílicosEstos compuestos poseen el grupo funcional “ácido carboxílico”(R–COOH).Se caracteriza por presentar una importante polaridad debido al dobleenlace C=O y al grupo hidroxílico (OH), que interaccionan mediantepuentes de hidrógeno con otras moléculas como el agua, alcoholes u otrosácidos carboxílicos.

120º

120º H

+

-O

120º109º

R

O

C

Presentan altos puntos de ebullición, en comparación con otroshidrocarburos de masa molecular similar. Los 8 primeros ácidos carboxílicos(8 carbonos totales, saturados), son líquidos de olor fuerte y desagradable,mientras que los de mayor masa molecular son sólidos y de aspecto grasoso,razón por la cual son comúnmente “ácidos grasos”.

La nomenclatura de los ácidos carboxílicos requiere contabilizar el carbonodel grupo funcional dentro de la cadena principal, anteponer al nombre lapalabra “ácido–“ y agregar al nombre del alcano el sufijo “-oico”. Por ejemplo:


La hidrólisis de ésteres en medio básico sedenomina saponificación,proceso clave en lafabricación de jabones.

DESAFÍO

CIENTÍFICO


1. H – COOH Ácido metanoico

2. CH3 – COOH Ácido etanoico.

3. CH3CH2CH2–COOH Ácido butanoico.

4. COOH – CH2CH2CH2 – COOH Ácido pentanodioico

Los ácidos carboxílicos pueden obtenerse en forma directa por la reacciónde oxidación de aldehídos en medio ácido, según el mecanismo:

O O

R — C — H R — C — OHAldehído Ácido carboxílico

K2Cr2O7

Medio ácido

o de alcoholes primarios, según el mecanismo de reacción:

O O

R — CH2 — OH R — C — H R — C — OH

AldehídoAlcohol Ácido carboxílico

K2Cr2O7

Medioácido

Medioácido

K2Cr2O7

MÁS QUE QUÍMICA

El ácido metanoicodenominadocomúnmente “ácidofórmico”es producido engrandes cantidades porlas hormigas (del latínformica) como medio dedefensa al producir lasensación de urticaria.

Otra reacción, característica de este tipo de compuestos, es la esterificaciónque ocurre al calentar un ácido orgánico en presencia de un alcohol,obteniendo como producto un éster.

150


DESAFÍO

CIENTÍFICO1. Determina el nombre de los siguientes compuestos:

a. CH3CH

2COOH b. COOHCH

2COOH

2. Escribe la fórmula de los siguientes compuestos:

a. Ácido propanoico b. Ácido heptanoico

3. Formule las siguientes reacciones químicas:

a. Obtención del ácido hexanoico y del alcohol de dos carbonos a partir

de un éster en medio ácido.

b. Reacción del pentanoato de propilo con hidróxido de sodio.

c. Obtención del ácido butanoico y del etanol por reacción de éster y

agua en medio ácido.

5.COOH

COOHÁcido o-benzodioico

151


O O

R — C R — C

O — H O — R’Ácido carboxílico Éster

ÉsteresSon compuestos que se forman al sustituir el hidrógeno de un ácidocarboxílico por una cadena de hidrocarburos.

Como se revisó anteriormente, los ésteres se obtienen principalmente poresterificación. Además, pueden ser descompuestos por sustancias ácidas obásicas, obteniéndose como producto un ácido carboxílico o su sal(respectivamente) y un alcohol, según los siguientes mecanismos:

Medio ácido:

Para nombrarlos, se reconoce el radical enlazado al carbono del grupo–COO– al cual se le asigna la terminación “–ato”(contabilizando el carbonodel grupo funcional), seguido del nombre del radical enlazado al oxígenodel grupo –COO–.Revisemos algunos ejemplos:

Medio básico:

O OR1 –C + H2O R1–C + HO –R2

O – R2 O – HÁcido AlcoholÉster

O OR1 –C + MOH R1–C + HO – R2

O – R2 O – MSal de ácidoBase AlcoholÉster

O

CH3 — C — O — CH2 — CH32 1

Fórmula Estructura Nombre

CH3COOCH2CH3

CH3CH2CH2COOCH3

Etanoato

de etilo

Butanoato de metilo

O

CH3 — CH2 — CH2 — C — O — CH34 3 2 1

Los ésteres en general son líquidos volátiles y de olores agradables,insolubles en agua.Es posible encontrarlos en muchas frutas, por ejemplo:1. Butanoato de etilo, aroma característico de la piña.2. Etanoato de etilo, aroma característico del plátano3. Etanoato de bencilo, aroma característico del jazmín.

MÁS QUE QUÍMICA

Muchos ésteres tienenolor característico, por locual son utilizadosindustrialmente paragenerar sabores yfragancias artificiales,como butanoato demetilo, olor a piña;metanoato de etilo, olor aframbuesa; etanoato depentilo, olor a plátano;pentanoato de pentilo,olor a manzana; etanoatode octilo, olor a naranja.

152


AmidasEstos compuestos derivan de los ácidos carboxílico por sustitución delgrupo -OH por un grupo amino: - NH2, - NHR o - NRR´, donde R y R´representan cadenas hidrocarbonadas, dando origen a aminas primarias,secundarias o terciarias, respectivamente.

Para nombrar las amidas primarias se sustituye en el nombre del ácido delcual proviene la terminación “-oico”por “-amida”. Por ejemplo:

Amida primariao sencilla

Amida secundaria o N– sustituida

Amida terciaria oN– disustituida

OR1 – C – N – H

H

OR1 – C – N – R2

H

OR1 – C – N – R2

R3

Las amidas se pueden obtener por reacción química de ésteres, denominadaamonolisis, en la que un éster reacciona con amoniaco (NH3), produciendo,además de la amida, un alcohol. El mecanismo de esta reacción es:

En amidas sustituidas se debe especificar qué radical se enlaza al nitrógeno(N) del grupo amino anteponiendo la letra N. Por ejemplo:

Etanamida.

O

CH3 — C — N — H (CH3CONH2)2 1

H

N – metiletanamida

CH3CONHCH32 1

O

CH3 — C — N — CH3 (CH3CONHCH3)2 1

H

R–COOR’ + NH3 R–CONH2 + ROHÉster Amoniaco Amida Alcohol

En la hidrólisis de amidas (reacción con agua) se produce la sustitución enel grupo amido del -NH2 por el grupo -OH del agua, formando un ácidocarboxílico y amoniaco de acuerdo con el mecanismo:

O OR – C – NH2 + H2O R – C – OH + NH3

Amida Agua Ácido carboxílico Amoniaco

MÁS QUE QUÍMICA

Las poliamidas formanparte muy importante delsistema fisiológico yparticipan en reaccionestan importantes como lasíntesis de ADN,crecimiento ydiferenciación celular.


DESAFÍO

CIENTÍFICO1. Determina el nombre correcto de:

a. CH3CH

2CH

2CONH

2b. CH

3CH

2CONHCH

2CH

3c. CH

3CONCH

3CH

3

2. Representa mediante una ecuación química:

a. Obtención del ácido etanoico y amoniaco por reacción del etanamida

y agua.

b. Obtención de la butanamida y el propanol por amonolisis.

153


Las aminas primarias se nombran reemplazando la terminación “-o”delradical alquílico por “-amina”. Por ejemplo:

CH3CH2NH2 Etilamina

En las aminas secundarias y terciarias, el radical con mayor cantidad decarbonos recibirá la terminación “-amina” y el o los otros se anteponen alnombre, indicando su enlace al nitrógeno del grupo funcional con el prefijo“N-“. Por ejemplo:

N..

HH R

Amina primaria

N..

RH R

Amina secundaria

N..

RR R

Amina terciaria

CH3CH2NH2

Etilamina

CH3CH2NHCH2CH3

Dietilamina

CH3

CH3NCH3

Trimetilamina

AminasSe consideran derivadas del amoniaco (NH3), al sustituir uno y hasta tres desus hidrógenos por radicales orgánicos. Dependiendo del número de Hreemplazados, se pueden obtener:

Presentan una baja masa molecular aquellas que se encuentran en estadogaseoso o líquido muy volátil, presentando olores “amoniacales”o a pescado.

Estos compuestos se caracterizan por presentan hibridación sp3 en elnitrógeno del grupo funcional y un par de electrones libres, lo que provocauna disposición tetraédrica de sus sustituyentes:

N••


Las aminas primarias,secundarias o terciariastambién son denominadasaminas sencillas, N-sustituidas o aminassimples y N-disustituidas,siendo estas últimassimples o mixtas, si losradicales son idénticos odistintos, respectivamente.

MÁS QUE QUÍMICA

Entre las aminasimportantes secontabilizan la urea comodiamida (NH2CONH2),que se forma en el hígadode seres humanos ymamíferos como productofinal del metabolismo y eseliminada a través de laorina. Asimismo, laadrenalina es unahormona “vasoactiva”estimulante del sistemanervioso, que es secretadaen situaciones de alertapor las glándulassuprarrenales quecontiene en su estructuraun grupo amino.


1. Determina el nombre correcto de:

a. CH3CH

2CH

2CH

2NH

2c. CH

3CH

2NHCH

2CH

3

b. CH3CH

2NHCH

3d. NH

DESAFÍO

CIENTÍFICO

154


Corresponde a compuestos que tienen más de un grupo funcional. Paranombrarlos se escoge el grupo con mayor prioridad de acuerdo con la Tablade la página 139.El sufijo del nombre del compuesto corresponde al del grupo funcional demayor prioridad; los demás grupos se citan como sustituyentes (prefijos). Lacadena principal es la más larga que contenga a ese grupo funcional y senumera de tal forma que el grupo funcional principal reciba el índice másbajo posible. Si el grupo funcional principal ocurre más de una vez en elcompuesto, la cadena principal será aquella que pase por el mayor númerode ocurrencias de ese grupo.Observa los siguientes ejemplos:

CH3

NH

COOH

Ácido 3-(metilamina) butanoico 3-etil-3-buten-2-ona 3-alil-2,4-pentanodiona

En http://www.acienciasgalilei.com/qui/pdf-qui/iupac-form-organica.pdf visita

para conocer más detalles de la nomenclatura de compuestos polifuncionales.

Usos actuales de los compuestos orgánicosA lo largo de la unidad haz visto ejemplos de la versatilidad de loscompuestos orgánicos y de la inmensa gama de utilidades que se dan a estos.Desde la pirolisis del petróleo, procedimiento fundamental para fraccionar loshidrocarburos hasta la obtención de insumos para el hogar, como velasaromáticas, materias primas para la industria, por ejemplo la fabricación delplástico y base fundamental de la industria farmacéutica, por ejemplo laobtención de analgésicos, los compuestos orgánicos constituyen un recursovalioso para el ser humano. Revisemos algunos ejemplos:El ácido etanoico o ácido acético (CH3COOH) es empleado en la producciónde plástico, como alimento (vinagre), fabricación de colorantes, insecticida,elaboración de varios productos farmacéuticos, puede obtenerse por: • Oxidación catalítica de los gases del petróleo.• Oxidación del etanal.• Reacción del alcohol metílico con monóxido de carbono

El ácido ascórbico o Vitamina C, se encuentra naturalmente en frutas cítricas,caracterizándose por ser soluble en agua y en alcohol. Es empleado comoantioxidante y preservativo de alimentos como por ejemplo la mantequilla, laleche, bebidas y vinos.

Ácido Ascórbico

HO

HO

CH2 CH

OH

OH

O

O

Compuestos orgánicospolifuncionales

155


Habilidades a desarrollar:-Clasificación.-Caracterización.-Formulación.-Elaborar modelos.

DESAFÍO

CIENTÍFICO

Butanoato de bencilo

CH3 CH2 CH2COO

Otro ejemplo, de uso cotidiano es el ácido cítrico (C6H8O7), tambiénobtenido a partir de frutas cítricas como la naranja y el limón, es empleadocomo antioxidante en alimentos como los de conservas, leche, vinos, ademásde actuar como agente “quita manchas”del acero inoxidable y otros metales.

Las velas aromáticas, actualmente usadas como elementos decorativos ennuestros hogares, pueden presentar en su composición algunos ésteres,compuestos de agradable olor, como por ejemplo el butanoato de bencilocuyo aroma es el de las rosas.

De acuerdo a los datos de la estructura de los diferentes grupos funcionales,

construye modelos tridimensionales de las siguientes moléculas utilizando:

rojo- O, blanco -H, negro -C, azul -N, verde-Cl.

a. Triclorometano, usado como disolvente orgánico.

b. Etano, alcohol presente en los vinos.

c. Dietiléter, empleado durante muchos años como anestésico.

d. Metano, compuesto utilizado como adhesivo en la fabricación de placas

de madera aglomerada.

e. Propanona o acetona, utilizada en la fabricación de plásticos, fibras,

medicamentos entre otras sustancias.

f. Acido etanoico (ácido acético), presente en el vinagre.

g. Butanoato de etilo, éster presente en las piñas, otorgándole su olor

característico.

h. Metanomida, es un combustible que desprende humos tóxicos en caso

de incendios.

Para diseñar y elaborar los modelos considera las siguientes longitudes

de enlace.

Materiales:

• Fósforos o

mondadientes.

• Plasticina roja, blanca,

negra, azul, verde.

• Transportador.

Enlace Longitudes de enlace Enlace Longitudes de enlaceC–H 1,07 Å O–H 0,94 ÅC–C 1,54 Å C–N 1.47 ÅC–O 1,43 Å N–H 0,98 ÅC=O 1,23 Å C–Cl 1,27 Å

156


PolímerosLos polímeros (poli - muchas; mero - parte) son macromoléculas formadaspor la unión de pequeñas moléculas denominadas monómeros. Secaracterizan por ser compuestos generalmente volátiles, de alta viscosidad(si son líquidos) y textura vidriosa o sólida. Pueden ser lineales si estánformados por una cadena única de monómeros, o ramificados, al presentarmás de una cadena.

Naturalmente se encuentran en los vegetales y animales; además, seproducen sintéticamente mediante la polimerización por paso o en cadena.Estos últimos son comúnmente denominados plásticos por su facilidad paramoldearlos y deformarlos.

Así, podemos clasificar los polímeros de la siguiente manera:a. Polímeros naturales.b. Polímeros semisintéticos, que se obtienen por la transformación de

polímeros naturales en sintéticos.c. Polímeros sintéticos.

Habilidades a desarrollar:- Investigación.- Aplicación.

DESAFÍO

CIENTÍFICO1. Averigua los usos de diferentes polímeros naturales y sintéticos.

2. ¿Qué polímeros están presentes en las siguientes sustancias o cosas?

- Papas para hacer puré.

- Medias de nylon.

- Carne de vacuno para hacer un asado.

- El azúcar de la remolacha.

MÁS QUE QUÍMICA

Es altamente probableque tú y tu familia usenpolímeros a diario;ejemplos de ellos son lalana y la seda, ambospolímeros naturales,utilizados en laelaboración de prendasde vestir.

AminoácidosLos aminoácidos son moléculas que contienen un grupo carboxilo (-COOH)y un grupo amino (NH2-), siendo su fórmula general NH2 - CH R - COOH,donde R es una cadena hidrocarbonada.

Figura 27. Fórmula estructural de un aminoácido.

Existen 20 aminoácidos que son clasificados según las propiedades de sucadena lateral (R). Así tenemos: ácidos, como Asp y Glu; básicos, como,Lys, Arg e His; hidrófilos (polar) como Ser, Thr, Cys, Tyr, Asn y Gln, ehidrófobo (apolar) como Gli, Ala, Val, Leu, Ile, Met, Pro, Phe y Trp. Diez deellos pueden ser sintetizados por el ser humanos y los otros, denominadosesenciales, pues son los que el cuerpo humano requiere para construir lasproteínas, que, a su vez, son la base de los tejidos, deben ser ingeridosmediante la dieta, como: Val, Leu, Ile, Phe, Tyr, Metm Thr, Lys, Arg e His. Sinembargo, hay otros que pueden desempeñar distintas funciones. A partir deello, los aminoácidos se pueden clasificar en: codificables o universales y

MÁS QUE QUÍMICA

El primer polímero 100%sintético obtenido fue labaquelita, preparada porel químico belga LeoHendrik Baekeland en1909 a partir delformaldehído y del fenol.

R

H H

H

HN C C

O

O

157


modificables o particulares, siendo los primeros aquellos que permanecencomo tal en las proteínas y los segundos, los obtenidos como resultado dediversas modificaciones químicas posteriores a la síntesis química de proteínas.

Tabla 1. Aminoácidos esenciales.

Nombre Abreviatura Estructura

Sólo en niños

Arginina Arg NH2

NH

H NH2H

O

OH

Valina Val

Histidina His

Isoleucina Ile

Leucina Leu

Lisina Lys

Metionina Met

Fenilalanina Phe

Treonina Thr

Triptofano Trp

Tirosina Tyr

NH2H

OH

OHN

N

NH2H

O

OH

NH2

NH2

H

O

OH

NH2H

O

OH

CH3

NH2H

OS

OH

NH2H

OOH

OH

NH2H

O

OH

En http://www.joseacortes.com/galeriaimag/biomoleculas/index.htm/ podrás

encontrar la estructura de diversas moléculas de interés biológico.

NH2

OH

H

O

OH

NH2H

O

OH

NH2H

N H

O

OH

N

158



DESAFÍO

CIENTÍFICO1. Determina en qué alimentos puedes encontrar los aminoácidos esenciales

que debemos consumir en la dieta.

2. ¿Qué sucederá si no se ingieren los alimentos que contienen

aminoácidos esenciales?

3. Señala algunas fuentes de proteínas.

ProteínasSon macromoléculas de peso molecular elevado, formadas por aminoácidosunidos por enlaces peptídicos. Pueden clasificarse en dos grandes grupos: lasproteínas simples (holoproteínas), que contienen sólo aminoácidos, y lasconjugadas (heteroproteínas), que además de aminoácidos presentan ungrupo prostético (parte de la estructura de la proteína que no está compuestapor aminoácidos, sino por otros elementos o estructuras químicas).

Los péptidos, estructura primaria de la proteína, están compuestos por launión de aminoácidos por enlace peptídico, que es un enlace covalenteformado entre el grupo carboxilo de un aminoácido y el grupo amino delsiguiente, dando lugar al desprendimiento de una molécula de agua, talcomo muestra la siguiente ecuación:

Esta unión se puede repetir infinitas veces, generando cadenas de longitudy secuencia variables que han sido clasificadas convencionalmente como:

a. Oligopéptidos: cadenas formadas por menos de 10 aminoácidos.- Dipéptidos: cadenas formadas por 2 aminoácidos.- Tripéptidos: cadenas formadas por 3 aminoácidos.- Tetrapéptidos: cadenas formadas por 4 aminoácidos.

b. Polipéptidos: cadenas formadas por más de 10 aminoácidos.

Cada péptido o polipéptido se suele escribir, convencionalmente, deizquierda a derecha, empezando por el extremo N-terminal, que posee ungrupo amino libre, y finalizando por el extremo C-terminal, en el que seencuentra un grupo carboxilo libre, de tal manera que el eje o esqueleto delpéptido, formado por una unidad de seis átomos (-NH-CH-CO-), esidéntico a todos ellos. Lo que varía de unos péptidos a otros, y porextensión de unas proteínas a otras, es el número, la naturaleza y el orden osecuencia de sus aminoácidos.

MÁS QUE QUÍMICA

Las proteínas formanparte de la estructurabásica de los tejidos(músculos, tendones, piel,uñas, etc.), además decumplir funcionesmetabólicas yreguladoras, y ser la basede la estructura del ADN.

Enlace peptídico.

R O R‘ O

NH2 – CH – C – OH + NH2 – CH – C – OH

R O R‘ O

NH2 – CH – C – NH – CH – C – OH + H2O

Fibras musculares.

159


LípidosCorresponden a un conjunto de moléculas orgánicas compuestas porcarbono e hidrógeno y en menor cantidad oxígeno. Su característicaprincipal es ser generalmente hidrofóbicos, es decir, insolubles en agua ysolubles en disolventes orgánicos. Se denominan genéricamente grasas, auncuando estas últimas son sólo un tipo de lípidos y no los representa en sutotal complejidad y función.

Los lípidos son ésteres que se forman por la reacción de la glicerina y ácidos carboxílicos de cadena larga (ácidos grasos), tal como muestra elsiguiente mecanismo:

En su estructura poseen una parte polar y otra gran parte apolar, lo que lespermite actuar hidrofílicamente (con el agua) e hidrofóbicamente (condisolventes orgánicos). Esta característica hace a sus moléculas anfipáticas(con porciones hidrofóbicas e hidrofílicas).Entre las funciones de los lípidos se encuentran: energética - reserva deagua - producción de calor - estructural - informativa - catalítica.Se clasifican en:

1. Lípidos saponificables: que agrupan a los que contienen ácidos grasos ensu molécula y producen reacciones químicas de saponificación y sesubdividen en:

a. Lípidos simples: Como grasas y ceras.

b. Lípidos complejos: Entre ellos se encuentran los fosfolípidos yglicolípidos.

2. Lípidos insaponificables: corresponden a los lípidos que no poseenácidos grasos en su estructura y no producen reacciones desaponificación. Entre ellos se encuentran:a. Terprenos: como retinoides, carotenos, tocoferoles.b. Esteroides: como esteroles, sales y ácidos biliares.c. Prostaglandinas: como el líquido seminal.


1. Explica químicamente cómo es posible que el jabón “limpie”.

2. Investiga la importancia biológica de las funciones que cumplen los

lípidos en los seres vivos.

DESAFÍO

CIENTÍFICO

CH2OH HOOC – R CH2O – C – R

O

CHOH HOOC – R CHO – C – R

–3H2O O

CH2OH HOOC – R CH2O – C – R

O

Glicerina Ácido Grasos Triglicéridos

160


CarbohidratosDesde el punto de vista químico, los carbohidratos son aldehídos o cetonaspolihidroxiladas, o productos derivados de ellos por oxidación, reducción osustitución, que están formados por átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno.

Los carbonos de este tipo de compuestos se encuentran enlazados a gruposalcohólicos (-OH) y a un grupo cetónico (- C = O) o a un grupo aldehído(- CHO).

Los carbohidratos se pueden clasificar en:1. Monosacáridos simples: corresponden a aldehídos o cetonas

polihidroxilados. Aquellos que presentan la función aldehído se denominanaldosas y los que contienen la función cetona, cetosas. Por ejemplo:

Figura 28. Estructura de la ribosa.

OH OH

HO

HO

2. Oligosacáridos: polímeros de hasta 20 unidades de monosacáridosmediante enlaces glicosídicos. Pueden hidrolizarse en monosacáridos.

3. Polisacáridos: formados por la unión de más de 20 monosacáridossimples. Dependiendo de la función que presenten, se subclasifican en:los de función de reserva, tales como el almidón, glucógeno y dextranos,y los de función estructural, tales como la celulosa y los xilanos.

Aldosa Cetosa

H

C = O

H – C – OH

CH2OH

CH2OH

C = O

HO – C– H

H – C – OH

H – C – OH

CH2OH

TEMA 3: GRANDES MOLÉCULAS ORGÁNICAS

La principal fuente de energíaRevista Científica

Los carbohidratos también llamados

glúcidos son los compuestos orgánicos

más abundantes en la biosfera. Se

pueden encontrar casi de manera

exclusiva en alimentos de origen vegetal,

aunque también en los tejidos animales,

constituyendo la fuente de energía básica

para las actividades celulares y, por

ende, cumplen un rol fundamental

en el metabolismo, razón por la cual

es indispensable su presencia en la

dieta diaria.

Entre las funciones que los glúcidos

cumplen en el organismo están las

energéticas, de ahorro de proteínas, de

regulación del metabolismo de las grasas

y estructural.

Energéticamente, los carbohidratos aportan

4 Kcal (kilocalorías) por gramo de peso

seco, es decir, sin considerar el contenido del

agua que puede contener el alimento.

Cubiertas las necesidades energéticas, una

pequeña parte se almacena en el hígado y

músculos como glucógeno, el resto se

transforma en grasas y se acumula en el

organismo como tejido adiposo. Por ello,

se recomienda que mínimamente se

efectúe una ingesta diaria de 100 gramos

de hidratos de carbono para mantener los

procesos metabólicos, considerando

además que si el consumo es insuficiente:

- Se utilizarán las proteínas para fines

energéticos, relegando su función plástica.

- Las grasas se metabolizan anormalmente,

acumulándose en el organismo cuerpos

cetónicos, que son productos intermedios

de este metabolismo, provocando así

problemas (cetosis).

Los carbohidratos simples son los

monosacáridos, entre los cuales podemos

mencionar a la glucosa y la fructosa, que

son los responsables del sabor, dulce de

muchos frutos. Con estos azúcares

sencillos se debe tener cuidado, ya que

tienen atractivo sabor y el organismo los

absorbe rápidamente. Su absorción

induce a que nuestro organismo secrete la

hormona insulina, que estimula el apetito

y favorece los depósitos de grasa. Así, por

ejemplo, el azúcar, la miel, el jarabe de

arce (maple syrup), mermeladas, jaleas y

golosinas son hidratos de carbono simples

y de fácil absorción.

Los carbohidratos complejos son los

polisacáridos, formas complejas de

múltiples moléculas. Entre ellos se

encuentran la celulosa, que forma la

pared y el sostén de los vegetales; el

almidón, presente en tubérculos como la

patata, y el glucógeno, en los músculos e

hígado de animales.

El organismo utiliza la energía proveniente

de los carbohidratos complejos de a poco,

por eso son de lenta absorción. Se los

encuentra en los panes, pastas, cereales,

arroz, legumbres, maíz, cebada, centeno,

avena, etc.

En la alimentación normal se deben

incorporar entonces carbohidratos simples

y complejos, proteínas y lípidos además de

vitaminas y minerales.

La digestión de los carbohidratos

complejos comienza en la boca a través de

la saliva, la que descompone los almidones;

luego en el estómago, donde gracias a la

acción del ácido clorhídrico, la digestión

continúa, y termina en el intestino delgado.

Allí una enzima del jugo pancreático,

llamada amilasa actúa y transforma el

almidón en maltosa (dos moléculas de

glucosa). La maltosa, en la pared intestinal,

vuelve a ser trasformada en glucosa.

Estas mismas enzimas intestinales son las

encargadas de transformar a todos los

carbohidratos en monosacáridos, los que

son absorbidos por el organismo pasando

al hígado donde posteriormente serán

transformados en glucosa. Ésta pasa al

torrente sanguíneo y llevada a las células

para ser oxidada (quemada). La que no es

quemada, se transforma en glucógeno, el

cual se almacena en el hígado y en

músculos, mientras que el resto se

transforma en grasa, que se acumula,

generando un aumento de peso corporal,

esto siempre y cuando se mantenga una

vida muy sedentaria y se ingiera más

glucosa de lo que se gasta o quema, la que

se depositará como grasa, ya sea entre los

órganos vitales, o bajo la piel.

Para la reflexiónHabilidades a desarrollar:- Asociación.- Aplicación.

1. ¿Es importante ingerir carbohidratos?

2. ¿Los carbohidratos siempre producen

aumento de peso?

3. ¿Qué alimentos contienen carbohidratos?

4. De acuerdo con los datos entregados, ¿es

conveniente que las personas diabéticas

consuman altas dosis de carbohidratos en

sus alimentos?

Adaptación de http://www.zonadiet.com/nutricion/hidratos.htm

Revisemos lo aprendido: Tema 2Desarrolla en tu cuaderno las siguientes actividades

propuestas y revísalas junto a tu profesor(a) para

establecer tu nivel de logro.

I. Términos pareados: establece la asociación,

anotando el número del grupo funcional en la

fórmula condensada y el ejemplo que corresponde.

162


1. CH3

– CH2

– CHCI – CH2

– CH3

2. CHBr3

4. CH3

– CH2

– CHOH – CH3

5. CH3

– (CH2)3

– CH2

– O – CH2

– (CH2)3

– CH3

6. CH3

– CH2

– O – CH2

– CH2

– CH3

7. CH3

– CH2

– CHO

8. CH3

– CH2

– CH2

– CH3

CH3

ICH

3 – CH

2– C – CH

2– CH

3ICOOH

10.

OII

CH3

– CH2

– C – CH2

– CH2

ICH

3

9.

CH3

– CH2

– CH – CH = CH2

ICl

3.

III. Establece la fórmula estructural condensada

de los siguientes compuestos:

1. 2, 2 - dimetil -3 - hexanol

2. 1, 2, 3, 4, 5, 6 - hexaclorociclohexano

3. 2 - fluorhexano

4. 3- cloro - 2, 2 - dimetilbutano

5. Dietiléter

6. Butilpropiléter

7. 2- hexenodial

8. 4- hexanona

9. Etilmetilcetona

10. Ácido etanodioico

IV. Escribe la fórmula estructural condensada y el

nombre del compuesto más sencillo en el que

se pueden presentar cada uno de los nueve

grupos funcionales.

V. Clasifica los grupos funcionales de acuerdo con

las siguientes características:

a. Aquellos que sólo contienen H - C y O en

su estructura.

b. Aquellos que presentan N en su estructura.

c. Aquellos que presentan el grupo carbonilo

en su estructura.

d. Propiedades físicas y químicas.

VI. Escribe las ecuaciones químicas que

representan las siguientes reacciones:

a. Oxidación del heptanol.

b. Reacción de eliminación del 1 - hexanol

en medio ácido.

c. Reacción de sustitución del 2 - pentanol

con ácido clorhídrico (HCl).

d. Amonolisis del etanoato de metilo.

e. Obtención del dietiléter por condensación

de alcohol por ácido sulfúrico.f. Oxidación del 2 - metil - 1 - propanol.

g. Deshidrihalogenación del cloropropano

en medio básico por NaOH.

h. Esterificación del ácido pentanoico

con propanol.

i. Reacción de sustitución entre el ácido

butanoico y el propanol.

j. Oxidación del butanal en medio ácido.

k. Reacción del butanoato de etilo con agua

en medio ácido.

Grupo Fórmula Ejemplofuncional condensada1. Amida ____ R–C∫C–R ____ Pentanodiol2. Ester ____ R–CO–R' ____ Propanodial3. Ácido ____ R–OH ____ Pentanona4. Amina ____ R–COO–R' ____ Dietiléter5. Alcohol ____ R–COOH ____ Ácido hexanoico6. Haluro ____ R–NH2 ____ Cloroetano7. Éter ____ R–CONH2 ____ Pentanoato de metilo8. Cetonas ____ R–O–R' ____ Butanamida9. Aldehído ____ R–X ____ Butino10. Alquino ____ R–CHO ____ Pentilamina

II. Determina el nombre correcto de los siguientes

compuestos:

163


Autoevaluación

Sé honesto(a) al responder. Sólo tu sabrás estas

respuestas, y tu resultado te permitirá revisar

aquellos aspectos que consideras que no han sido

completamente logrados.

Recuerda marcar con una X el casillero que mejor

representa el estado actual frente a los




parcialmente el aprendizaje, aún falta trabajar

algunos aspectos.

Por lograr (PL): Aún no logras el aprendizaje,

debes seguir trabajando para hacerlo.

Aspecto a evaluar L ML PLCaracterizo los grupos funcionales encompuestos orgánicos.

Puedo identificar el grupo carbonilo enlos diferentes grupos funcionalesorgánicos que lo contienen en suestructura.

Conozco las reglas de nomenclaturapara nombrar compuestos que contienengrupos orgánicos.

Reconozco propiedades estructurales ymodos de reacción de los distintosgrupos funcionales estudiados.

Puedo indicar algunos usos de losdistintos grupos funcionales estudiados.

He aprendido habilidades deobservación, razonamiento einvestigación, así como las de exposicióny comunicación de resultadosexperimentales o de indagación.

Aplico la creatividad en la formulaciónde preguntas e hipótesis.

Reconozco el nombre de los principalesgrupos funcionales orgánicos aplicandoreglas simples de nomenclatura yrepresento sus fórmulas, indicandoademás algunos de sus usos.

Reconozco algunas aplicaciones comunesde compuestos orgánicos industriales,domésticos y farmacéuticos relevantes.

Aplicaciones de los compuestos orgánicos Sí / No

1. Se usa la aspirina (ácido acetilsalicílico)para aliviar los dolores de cabeza.

2. El benceno es un solvente orgánicoempleado en la industria.

3. Las bolsas de polietileno se empleancomo materiales aislantes.

4. Los recipientes plásticos son utilizados,en el hogar y en la industria, paraalmacenar sustancias.

5. Los solventes orgánicos se puedenmezclar con el agua.

6. Los jabones son productos para eliminarlas grasas de las manos.

7. El aceite puede utilizarse para prepararalimentos en el hogar.

8. La mantequilla puede ser de origenanimal o vegetal.

9. El éter etílico se empleaba comoanestésico.

10. El alcohol etílico se emplea en lafabricación de vinos, cervezas y licores.

11. El formaldehído se usa en la fabricaciónde placas de madera aglomeradas.

12. Las esencias utilizadas en laelaboración de jaleas son ésteres.

13. La sacarosa se obtiene de la industria azucarera.

14. La cera de abejas es un tipo de lípido.

VII. Responde brevemente

a. ¿Por qué los éteres se consideran derivados

del agua o de un alcohol?

b. ¿Cuál es la diferencia estructural entre los

alcoholes primarios, secundarios y terciarios?

c. ¿Cómo se obtienen los ésteres a partir de

un ácido carboxílico?

d. ¿Por qué las aminas se consideran

derivadas del amoniaco?

VIII. Relaciona los compuestos orgánicos con

algunas aplicaciones en la industria, en el

hogar y en la salud, marcando sí o no

según corresponda.

164


Síntesis de la Unidad 3Se presentan a continuación conceptos fundamentales, estudiados en esta Unidad, que debes usar para

completar el mapa conceptual.

Polisacáridos - nucleótidos - anillo y grupo funcional - alifático - saponificables - homocíclicos - aminoácidos -

amida - alimento - carbohidratos - aldehídos - saturados - alquenos - oligosacáridos - alcohol - cetona - polímero

sintético - proteínas - aminas - anillos distintos - alicíclicos - alcanos - benceno - insaturados - heterocíclicos -

ácidos nucleicos - disacáridos - lípidos - ácidos grasos - alquinos - éster - ácidos carboxílicos - antracenos -

naftaleno.

estánformadaspor

están

Carbono

Hidrocarburos Grupos funcionales Macromoléculas orgánicas

(1) (5)

(2)

(3) (6)

(7)

(9)

(10)

(11)

(8)

(12)

(13)

(4)

Cíclicos

pueden ser

pueden ser

seclasifican

en

sonproducidos

por el

puedenser

Cicloalcanos

Alquinos

Aromáticos

Plásticos

Esenciales

Noesenciales

Monosacáridos

Cuerpohumano

(22)

(27)

(28)

(29)

(30)

(31) (33)

Insaponificables

(24) (25) (26)

(34)

(32)

Glicerol

(23)Polímeros naturales

(15)

(14)

Éter

Haluros

(16)

(17)

(18)

(19)

(21)

(20)

se clasifican en

da origen a

se clasifican enpor ejemplo

su unidadbásica son

seclasificanen

que alunirseforman

se obtienen apartir de los

estánformadospor

NOMBRE:................................................................................

FECHA: / /

FICHA 3

FO

TO

CO

PIA

BLE

Camino a...

H3C

H3C–CH=C–CH=CH–CH

CH3 CH3

1. El nombre IUPAC para la siguiente estructura es:

a. 3,3,6 trimetil dihexeno.b. 1,1,4 trimetil hexeno.c. 1,1,4 trimetil hexadieno.d. 3,6 dimetil 2,4 heptadieno.e. 2,5 dimetil 3,5 heptadieno.

2. La molécula de cloroformo tiene la siguiente

conformación: CH Cl3. De ella se deduce que:

a. Hay 4 enlaces covalentes polares.

b. La valencia del cloro en la molécula es 7.

c. El hidrógeno se enlaza al carbono mediante

“puente de hidrógeno”.d. El estado de oxidación del cloro es -3.

e. La valencia del carbono es 6.

3. El producto de la siguiente reacción es:

a. 2,4 dibromo 2,4 dimetil pentano.

b. 3,5 dibromo 2,4 dimetil pentano.

c. 2,4 dibromo 3,5 dimetil pentano.

d. 2, 2, 4, 4 tetrabromo pentano.e. 2,4 dimetil 2 bromo penteno.

4. El p-cloro fenol tiene fórmula general:

a. C6H5OCl

b. C6H6OCl2c. C6H7OCl2d. C6H6OCl

e. C6H5O2Cl

5. El compuesto orgánico CH3 - CH2 - O - CH2 - CH3

presenta una cadena:

a. Alifática, saturada, homogénea y normal.

b. Cíclica, insaturada, heterogénea y ramificada.

c. Abierta, insaturada, heterogénea y normal.

d. Alifática, saturada, heterogénea y normal.

e. Alifática, aromática, normal e insaturada.

6. La fórmula molecular CnH2n corresponde a:

I. Cicloalcanos.II. Alcanos.III. Alquenos.

Lo correcto esa. sólo Ib. sólo IIc. sólo IIId. sólo I y IIe. sólo I y III

7. Al hacer reaccionar un ácido carboxílico con un

alcohol, se obtiene un compuesto orgánico que se

caracteriza por poseer el grupo funcional:

a. - CONH -b. - O -c. - CHOd. - CO -e. - COO -

8. El polietileno utilizado en la fabricación de bolsas

de plástico presenta un monómero llamado etileno,

que es un gas. Esto permite afirmar que:

a. El polímero tiene idénticas propiedades que el

monómero que lo forma.b. Todas las insaturaciones del monómero se

mantienen en el polímero.c. El monómero mantiene sus características

dentro del polímero.d. El estado físico del monómero debe ser el

mismo del polímero.e. Las características del polímero son muy

distintas a las del monómero que lo forma.

9. Cierto compuesto tiene fórmula molecular C3H8O.

Este puede ser un:a. Alcohol o un éter.b. Aldehído o una cetona.c. Alcohol o una cetona.d. Éter o un aldehído.e. Alcohol o un aldehído.

10. Polimerización, fermentación y saponificación

son procesos químicos de cuyas reacciones

resultan, respectivamente:

a. Teflón, propanotriol y etanol.b. Teflón, etanol y glicerol. c. Alcohol etílico, teflón y propanotriol.

d. Etanol, glicerol y teflón.e. Glicerol, teflón y etanol.

CH3

H3C–C=CH–C=CH2 + 2 HBr

CH3

UNIDAD 4

Disoluciones

Introducción

Cuando alguien te indica “mezcla esto con aquello”, sabes

que se refiere a la unión de dos “sustancias” en un espacio

común. En artes, por ejemplo, más de alguna vez debiste

“mezclar” colores para obtener otro distinto o cambiar el

tono original y “sin querer” ya estabas “haciendo” química.

En alguna ocasión tuviste que mezclar el color amarillo con

el azul para conseguir el verde. La pregunta es…

¿desaparecieron los colores originales?, ¿qué sucedió con el

amarillo y el azul cuando se obtuvo el color verde?

En otras mezclas, por ejemplo, cuando a la leche o al yogurt

le agregas tu cereal favorito, ¿puedes observar con claridad

que los cereales no han “desaparecido”?, y si esos cereales

son de chocolate, ¿qué color adquiere la leche?

Existe una amplia gama de mezclas y éstas pueden ser

homogéneas, cuando no se puede establecer la proporción

de los componentes a simple vista, o heterogéneas,

cuando se pueden diferenciar las sustancias que

componen la mezcla.

Son las mezclas homogéneas denominadas “Disoluciones”

el objeto de estudio de esta Unidad.


• Disoluciones químicas.

• Concentraciones químicas.

• Propiedades coligativas.

• Ácidos y bases.


• Comprender el concepto de disolución para valorar

sus propiedades y utilidad.

• Determinar la concentración de diferentes

disoluciones.

• Reconocer el mol como una unidad de carácter

atómico, aplicable a cálculos químicos.

• Conocer los principios básicos de la estequiometría y

aplicarlos a las reacciones en disolución.

• Valorar la importancia de las propiedades coligativas

de las disoluciones para la comprensión de

fenómenos comunes asociados a dichas propiedades.

• Conocer los conceptos de ácidos y bases y asociarlos a

la comprensión de fenómenos de la vida diaria.

• Conocer la propiedad de las disoluciones

amortiguadoras del pH y valorar su importancia para

la vida.

• Valorar el conocimiento científico en la comprensión

de fenómenos de la vida diaria.

• Aplicar habilidades científicas en actividades

experimentales.

167

TEMA 1

168

UNIDAD 4: DISOLUCIONES

Disoluciones químicasLos compuestos químicos pueden “unirse” para reaccionar o mezclarse. En el

primer caso, las propiedades cambiarán para dar origen a nuevas sustancias

totalmente distintas a las iniciales; en cambio, al mezclarse se obtienen productos

cuyas propiedades son similares a las de las sustancias iniciales o a la suma de ellas.

Como nos muestra el siguiente organizador conceptual que debes completar:


• Concepto de mol.

Preparación de

disoluciones molares de

distinta concentración y

con diferentes solutos.

• Estequiometría y

realización de cálculos

estequiométricos en

disoluciones.

• Propiedades coligativas

y su relación con

situaciones de la vida

cotidiana.

Y para comenzar...

1. Observa con atención las siguientes imágenes:

2. Responde:

a. ¿Cuál de las fotografías representa una reacción y cuál una disolución?

b. ¿Cuáles son los criterios que aplicaste para clasificar las fotografías?

c. ¿Puedes saber su concentración? Explica.

d. ¿Qué diferencias puedes indicar entre una reacción química y una disolución?

Átomos

MezclasRompimientode enlaces

Reaccionesquímicas

de un mismo tipo forman

sepresentan

en ellasNO hay

se presentan porpueden ser

son

que forman

al unirse dan origen a en ellashay

Disoluciones

TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS

169

Estudiaremos:

- Ensayos para reconocimiento de disoluciones.

Introducción

Las mezclas están presentes en la gran mayoría de las actividades que

realizamos de manera cotidiana. A continuación, prepararás diferentes tipos

de mezclas, las que podrás clasificar aplicando tus conocimientos. Lee con

mucha atención y luego realiza la experiencia propuesta.

Las mezclas, como ya se ha revisado, se forman por la unión de dos o más

compuestos, pudiendo dar origen a dos tipos: las heterogéneas y las

homogéneas o disoluciones.

Las mezclas heterogéneas, llamadas suspensiones y coloides, se pueden

separar mediante la aplicación de técnicas sencillas gracias a las propiedades

físicas y químicas que presentan. En este laboratorio en particular, la

característica empleada será “el tamaño de las partículas”. Las suspensiones

presentan sustancias cuyo diámetro es mayor a 10–5 cm y se pueden separar

empleando la filtración y la centrifugación, mientras que los coloides

presentan diámetros menores al señalado, pero mayores a 10–7 cm, separados

por extracción.


Como hemos visto en las actividades experimentales de la unidades

anteriores, la observación es de vital importancia para el desarrollo del trabajo

científico, no sólo porque a partir de esta habilidad surge un cuestionamiento

científico, sino porque, además, con su práctica durante el diseño

experimental es posible obtener información relevante para dar respuesta a la

pregunta de investigación.

Observa con atención las mezclas preparadas y practica esta habilidad

durante el diseño experimental para clasificar las mezclas.


Antes de comenzar con la práctica experimental, responde:

a. ¿Cuáles de las mezclas preparadas son homogéneas y cuáles heterogéneas?

b. ¿Cuáles con las características de las mezclas homogéneas y de las

heterogéneas que harán posible su clasificación?

c. ¿Cuáles son las diferencias entre una mezcla homogénea y una

heterogénea?


Responde cada una de las preguntas de investigación que te orientarán en el

desarrollo de esta actividad, pues así, ya tendrás tus hipótesis de trabajo.

CIENCIA EN ACCIÓN

Habilidades a desarrollar:- Observación.- Clasificación.

• Cuatro vasos plásticos.

• Cuatro vasos de vidrio.

• Papel filtro o, en su

defecto, toalla nova.

• Espátula o una

cuchara pequeña.

• Lámpara.

• Un círculo de 20 cm de

diámetro de cartulina

española negra.

• Arena.

• Embudo de vidrio o

de plástico.

• Tijeras.

• Un cono de cartulina

española negra, de

30 cm de alto.

Reactivos

• Dos litros de agua

destilada.

• Dos cucharadas soperas

de azúcar.

• Un sobre de jugo en

polvo.

• 20 mL de aceite.

Materiales

170



Primera parte: preparación de mezclas

1. En cuatro vasos plásticos dispón 20 mL de agua.

2. Al primero, agrega una punta de espátula o cuchara de azúcar y

disuelve agitando.

3. En el segundo vaso, agrega una punta de espátula o cucharada de

arena y disuelve.

4. En el tercer vaso, una punta de espátula de jugo en polvo y disuelve.

5. En el cuarto vaso, agrega 20 mL de aceite y revuelve.

Observa las mezclas, copia en tu cuaderno la tabla de resultados y completa la

primera columna de la tabla de registro de la información.

Experiencia 1: filtración

1. Pon un trozo de papel filtro o tres cuadrados de toalla nova uno sobre el

otro y con el embudo invertido marca un círculo; luego, córtalo.

2. Dobla el círculo de papel o toalla nova en cuatro, ábrelo por el centro

formando un “cucurucho”. Dispón el cucurucho dentro del embudo y

humedécelo con agua destilada para que se pegue a la pared del embudo.

3. Dispón el embudo en un soporte universal y bajo él un vaso de vidrio limpio.

4. Sobre el filtro (embudo con papel) agrega la mitad de la primera mezcla y

guarda la otra mitad para la Experiencia 2.

5. Repita este procedimiento con cada una de las mezclas preparadas.

Registra tus observaciones respecto a la limpieza del líquido obtenido y del

papel filtro y completa la tabla de resultados.

Experiencia 2: prueba de transparencia

“Dependiendo del tamaño de las partículas, la luz traspasa la disolución”.

1. Dispón la segunda mitad de la mezcla de agua con azúcar en un vaso

de vidrio.

2. Sobre la lámpara encendida pon el cono de cartulina.

3. Coloca el vaso que contiene la mezcla sobre el haz de luz que sale del cono

y sobre éste el círculo de cartulina negro.

4. Observa la cantidad de luz que traspasa la mezcla.

5. Repite esta experiencia con cada una de las mezclas preparadas y de

acuerdo con tus observaciones completa la tabla resumen.


En cada uno de los procedimientos registra tus observaciones.

CUIDA EL AMBIENTE:


elimina los residuos en el

basurero y deja tu puesto de

trabajo limpio.

Montaje para realizar una filtración.

Procedimiento para realizar laprueba de la transparencia.


171


Ordena tus observaciones en la siguiente tabla:

Paso 7: Análisis de los resultados

De acuerdo con los resultados obtenidos, responde las siguientes preguntas:

1. Clasifica las cuatro mezclas como homogéneas, heterogéneas coloidales o

de suspensión, según corresponda.

2. ¿Qué criterios utilizaste para establecer la clasificación de las mezclas?

3. ¿Cuál de ellas es una disolución? Justifica tu elección.

4. ¿Cuál de los dos métodos (filtración o prueba de transparencia) te parece

más efectivo para clasificar las mezclas? Justifica tu respuesta.

5. De acuerdo con tus observaciones, enumera tres características de cada

tipo de disolución.


Establece la conclusión de tu trabajo y elabora un panel informativo para

comunicarlo. Si no recuerdas las indicaciones para elaborarlos, observa la

página 101 de la unidad 3, tema 1.


Evalúa el trabajo realizado así como el nivel de logro alcanzado respecto a los

objetivos propuestos.

Comparte con tu grupo las siguientes preguntas, luego transfórmalas en

indicadores que puedan ser evaluados usando la simbología +, +– y –.

Aspectos por evaluar + + – –Todos los integrantes se preocuparon de leer las habilidades pordesarrollar durante la actividad.

Todos los integrantes fueron responsables durante el trabajodesarrollado.

La actividad propuesta nos permitió desarrollar la habilidad deinvestigar.

Todos tuvimos una actitud de respeto en la práctica experimental.

La actividad propuesta nos permitió desarrollar las habilidades deobservar y clasificar.

Agua con azúcar

Agua con aceite

Agua con arena

Agua con jugo

Mezcla Observación Experiencia 1: Experiencia 2:Primera parte filtración transparencia

172


DisolucionesComo se ha mencionado con anterioridad, existen dos tipos de mezclas, lasheterogéneas, en las que sus componentes no están uniformementedistribuidos y conservan sus propiedades individuales, clasificadas comocoloides y suspensiones, y las homogéneas, en las que los componentes nopueden observarse a simple vista y, por ende, cada porción de la mezcla poseelas mismas propiedades, denominadas comúnmente disoluciones químicas.

Una disolución es una mezcla homogénea, uniforme y estable, formadapor dos o más sustancias denominadas genéricamente “componentes”,entre los cuales no hay una reacción química.

Uno de sus componentes se denomina soluto (fase dispersa), y correspondea aquella sustancia que está en menor proporción, y el otro disolvente (fasedispersante), que es aquel que se presenta en mayor cantidad. Lasdisoluciones químicas en las que el disolvente es agua se denominan“disoluciones acuosas”.

Así, matemáticamente se puede expresar una disolución como:

DISOLUCIÓN = SOLUTO + DISOLVENTE

Figura 1. Disolución de una limonada formada a partir de jugo de limón y agua.

La relación antes expuesta es válida cuando se hace referencia a la masa dela disolución. Por ejemplo, cuando mezclas 250 g de agua con 20 g de jugode limón se formará una disolución con una masa total de 270 g.

Las disoluciones se caracterizan por presentar una sola fase, es decir,sus componentes son invisibles a simple vista, razón por la cual estospueden separarse por cambios de fase, es decir, evaporación, fusión,condensación, solidificación, siempre y cuando sus puntos de ebullición yfusión sean distintos.

MÁS QUE QUÍMICA

La sangre es una mezclaheterogénea,específicamente unasuspensión, que alcentrifugarse se divide endos partes: la inferior,correspondiente a losglóbulos rojos, glóbulosblancos y plaquetas, y lasuperior, al plasma. Esteúltimo además es uncoloide, del que es posibleobtener por métodosfísicos la extracción, lasproteínas y el suero.


173

Tipos de disolucionesLas disoluciones se pueden clasificar empleando los siguientes criterios:

Criterios de clasificación

Estado del disolvente (B)

reconocen lossiguientes tipos

Sólido Líquido

El estado del solutopuede ser cualquierapara cualquiera de

los disolventes.

Gaseoso

Tipo de soluto (A)

Insaturada

No electrolíticas ElectrolíticasSaturada

Sobresaturada

son

son

Relación proporcional entresoluto (A) y disolvente (B)

reconocen los siguientes tipos

Considerando el estado del disolvente, se establece el estado de ladisolución, es decir, si el disolvente es líquido, la disolución también seconsidera líquida, independiente del estado del soluto.

Algunos ejemplos de disoluciones, según el estado del disolvente semuestran en el siguiente cuadro resumen:

Líquido Líquido Líquido Cloro domésticoGas Bebidas de fantasíaSólido Agua de mar

Leche con chocolateGas Gas Líquido Neblina

Gas AireSólido Humo

Sólido Sólido Líquido AmalgamasGas Hidrógeno en paladioSólido Aleación de bronce

(cobre con estaño) o de acero.

EjemploEstado de laDisolución

Estado delDisolvente

Estado del Soluto

Usando como criterio la relación proporcional entre soluto y disolvente,se establecen:1. Disoluciones insaturadas o no saturadas: corresponden a las

disoluciones en las que el soluto y el disolvente no están en equilibrio auna temperatura determinada, es decir, el disolvente podría admitir mássoluto y disolverlo.

174


2. Disoluciones saturadas: son aquellas en las que el soluto y el disolventeestán proporcionalmente en equilibrio respecto a la capacidad de disolvera una temperatura dada, es decir, al agregar más soluto al disolvente, esteúltimo no sería capaz de disolverlo.

3. Disoluciones sobresaturadas: tipo de disolución inestable, en la que lacantidad de soluto es mayor que la capacidad del disolvente paradisolverlo a una temperatura establecida, es decir, el soluto está presenteen exceso y se precipita hasta el fondo del recipiente que lo contiene.

Habilidades a desarrollar:- Predicción.- Aplicación.- Investigación.

DESAFÍO

CIENTÍFICO

Figura 2. Comparación de disoluciones insaturadas, saturadas y sobresaturas.

Responde a las siguientes preguntas y justifica tu respuesta:

1. En el envase de algunos jugos en polvo se indica “disolver en un litro de agua”.

Suponiendo que esta proporción correspondiera a una de disolución saturada a

20 °C:

a. Al no respetar las indicaciones de la preparación y disolver en 2 L de agua,

¿qué tipo de disolución se formaría?

b. ¿Cuándo tendrías una disolución insaturada?

c. ¿Cuándo tendrías una disolución sobresaturada?

2. ¿Qué harías para que el jugo preparado en medio litro de agua alcanzara

la saturación?

3. ¿Qué método emplearías para separar una disolución de agua y alcohol?

4. Si te sirven té y le agregas tres cucharadas de azúcar y justo en ese momento

te informan que el líquido ya tenía dos cucharadas de azúcar, ¿qué haces para

evitar el exceso de azúcar sin botar el té?

5. ¿Cuándo emplearías la filtración como método de separación de mezclas?

6. Investiga qué sucede en las disoluciones cuando cambian la temperatura, la

presión, la agitación y estado de agregación de sus componentes.

7. En las siguientes situaciones, predice qué factor está involucrado en las

disoluciones:

a. Una bebida de fantasía puede desvanecerse al dejarla destapada. Este

efecto se ve disminuido al tapar el envase.

b. Para beber todo el contenido de un jugo que no está completamente disuelto,

debe moverse el vaso en forma circular e ingerir todo de una sola vez.

c. Se muelen las papas para lograr una mezcla suave cuando se prepara un puré.


El “cloro”de uso domésticoes una disolución acuosade hipoclorito de sodio, esdecir, una mezclahomogénea en la que lamayor cantidad es agua yla menor el compuestoNaClO.

En http://www.educared.net podrás encontrar más información sobre lasmezclas y disoluciones.

Soluto Disolvente Soluto DisolventeSoluto Disolvente


175

SolubilidadSe denomina solubilidad a la máxima cantidad de una sustancia (soluto)que se puede disolver en una cantidad determinada de disolvente a unadeterminada temperatura; a partir de lo cual, se establece que las solucionessaturadas alcanzan la solubilidad, las sobresaturadas la sobrepasan, mientrasque las insaturadas no la alcanzan.

Comúnmente se expresa como la máxima cantidad de gramos de solutodisueltos por cada 100 g de disolvente a una temperatura determinada.

Factores que alteran la solubilidadLa solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del disolvente ydel soluto, pues para que exista disolución ambos componentes deben tenerpolaridades semejantes. Por ejemplo, el agua es un compuesto polar quedisolverá con facilidad sustancias polares. Este factor se denomina“naturaleza del soluto y del disolvente”.

Otros factores que afectan la solubilidad son, la temperatura yla presión.

Al aumentar la temperatura de la disolución se facilita elproceso de disolución del soluto.

La figura 3, muestra cómo cambia la solubilidad de distintassustancias sólidas al cambiar la temperatura y se observa que engeneral la solubilidad de un soluto sólido aumenta al aumentarla temperatura.

Esto es distinto cuando es soluto es un gas, ya que la solubilidaddisminuye al aumentar la temperatura.

El factor presión, en tanto, es apreciable en disoluciones quetienen un soluto en estado gaseoso, en las que aumenta lasolubilidad del soluto proporcionalmente al incremento de lapresión aplicada.

La agitación disminuye el tiempo necesario para preparar una disolución,pero no modifica la solubilidad del soluto a una determinada temperatura.

De manera análoga, sucede lo mismo con el estado de agregación de unsoluto sólido. Si se posee 100 g de azúcar flor y 100 g de azúcar de mesa, yambas se disuelven en agua, pero el volumen de agua no permite disolver los100 g de azúcar a la temperatura del sistema, la azúcar flor se demorará menostiempo en solubilizarse, pero como máximo se solubilizará hasta alcanzar lasolubilidad del azúcar en agua y el resto quedará como sólido en el fondo. Lomismo sucederá con el azúcar de mesa, pero en un tiempo mayor.

Gramos desustancia en

100 g de agua

140

AgNO3

NaNO3

NaCI

KNO3

KCI

120

100

80

60

40

20

0 20 40 60 80 100 ºC

Figura 3. Gráfico de la solubilidad de algunassustancias a distintas temperaturas.

176


Concentraciones endisoluciones

Cuantitativamente es posible determinar la concentración de lasdisoluciones, es decir, la relación proporcional entre soluto (A) y disolvente(B) o disolución (AB).

Concentraciones porcentualesEn ellas se establece la relación soluto-disolución en diferentes magnitudesy unidades. Corresponden a: porcentaje masa-masa, porcentaje masa-volumen y porcentaje volumen-volumen.

15 % V/V correspondea 15 milílitros desoluto que sedisuelven en 85milílitros de disolventepara formar unadisolución de 100 milílitros.

Concentraciónporcentual

Masa/masa% m/m

Masa/volumen% m/V

Volumen/volumen% V/V

Es la masa de soluto(A) en gramos (g)presente en 100 gramos (g) dedisolución (AB).

Es la masa desoluto(A) en gramos(g) presente en 100 milílitros (mL)de disolución.

Definición Es el volumen desoluto (A) en milílitros(mL) en 100 milílitros(mL) de disolución(AB).

Fórmula

Ejemplo 5 % m/mcorresponde a 5gramos de solutoque se disuelvenen 95 gramos dedisolvente,resultando 100 gde disolución.

10 % m/Vcorresponde a 10gramos de soluto en100 milílitros dedisolución.

Tabla 1. Resumen de las unidades de concentración porcentual.

Ejemplos:1. ¿Cuánta agua es necesaria para preparar una solución acuosa de sal al

5% m/m?• Se debe interpretar que el disolvente es el agua; por lo tanto, el otro

componente es el soluto, en este caso, la sal.• La definición indica “masa de soluto en gramos presentes en 100

gramos de solución”. Aplicada al valor 5 % m/m, obtenemos que: “5g desal están presentes en 100 g de disolución”.

• Como hemos revisado, AB = A + B, es decir, la disolución es igual a lasuma de sus componentes. Si AB = 100 g, A = 5 g, ¿cuánto vale B?Tenemos: 100 g = 5 g + B, al despejar B es igual a 95 g.

Por lo tanto, al disolver 5 g de sal con 95 g de agua, obtendrás unadisolución 5% m/m.

% m =mA · 100

m% m =

mA · 100V

% V =VA · 100

VmAB VABVAB


177

2. El almíbar es una disolución concentrada de azúcar disuelto en agua.¿Qué concentración expresada en % m/m, se tiene al mezclar 50 g deazúcar en 250 g de agua?

Disolución

Disolvente

Soluto

%m/m =mA · 100mAB

%m/m = 50 g · 100300 g

%m/m = 16,66

300 g almíbar

250 g de agua +

50 gramosde azúcar

3. ¿Qué cantidades de agua y sal se deben mezclar para obtener unadisolución acuosa 7% m/v cuya densidad es 1,2 g/mL?• Por los datos entregados se reconoce al agua como el disolvente y a la

sal como el soluto.• Por definición, sabemos que 7 g de sal están en 100 mL de disolución.• Las magnitudes de A y AB son distintas. El soluto (A) está medido en

masa y la disolución (AB) en volumen, por lo cual no es posible restarlos datos para obtener teóricamente el valor del volumen de aguanecesario. Sin embargo, al conocer la densidad de la disolución seaplica el concepto y relación de densidad.

Densidad (d) =

Para conocer la masa de AB, se tiene:

dAB = 1,2 g/mLmAB = xVAB = 100 mL

1,2 g/mL =

x = 1,2 g/mL · 100 mL = 120 g

• Se conocen entonces las masas de A y de AB, con lo cual es posibledeterminar la masa del disolvente B aplicando la fórmula:

mAB = mA + mB

120g = 7 g + mB

Despejando: 120 g –7 g =

• Por lo tanto, al disolver 7 g de sal en 113 g de agua, se obtendrá unadisolución 7% m/V.

El agua de mar tiene una concentración de 3,3 % m/V de cloruro de sodio osal común. Esta tiene más de trece mil aplicaciones, pues además de serutilizada para el consumo humano es empleada en la industria; entre otrascosas, para la fabricación de vidrio, jabón, plásticos, pinturas, hule sintético,cosméticos, pilas eléctricas, medicamentos y la conservación de pieles.

113 g

x100 mL

masa (m)volumen (V)

En http://www.museorancagua.cl encontrarás información respecto al

proceso de extracción de sal en Cahuil en “Colecciones permanentes”, sala 2:

Oficios relacionados con la minería y la metalurgia.


El suero fisiológico es unadisolución acuosa deconcentración aproximadaa 0,85% m/m de cloruro desodio (NaCl), que esutilizado en el tratamientode personas que sufrendeshidratación severa.

MÁS QUE QUÍMICA

La diabetes de tipo 2 segenera por la dificultaddel cuerpo para producirsuficiente cantidad de lahormona llamada insulina(o para usarla),provocando un desajusteen la concentración deazúcar (glucosa), puesdicha hormona actúacomo una “llave”queregula el paso de laglucosa a las células.

178


Disolución

Soluto

Disolución

Soluto

Disolvente


El agua de mar es unadisolución acuosa deconcentración aproximada3,3% m/v de cloruro desodio (NaCl).

4. ¿Cuál es el % m/V de una disolución acuosa de 400 mL que contiene 40 gde soluto?

Por lo tanto, el volumen de alcohol es de 20 mL, que corresponden alsoluto (A) y el agua al disolvente (B).

% m =mA · 100

V VAB

% m = 40 g · 100V 400 mL

% m = 10 g/mLV

400 mL

40 g

5. ¿Qué volumen de alcohol se debe agregar a 50 mL de agua para obteneruna disolución de 70 mL y cuál será su % v/v, considerando para estecaso que los volúmenes son aditivos?

VA = x; VB= 50 mL y VAB= 70 mL

VA = VAB – VB= 70 mL – 50 mL = 20 mL

% V=

VA · 100V VAB

% V = 20 mL · 100V 70 mL

% V = 28,57V

Concentraciones molares• En ellas se establece la relación soluto-disolución o disolvente, en

diferentes magnitudes y unidades. Corresponden a: molaridad y molalidad.

• La magnitud empleada en este tipo de concentraciones es la “cantidadde sustancia”, cuya unidad es el “mol”.

1 m es equivalente a tenerun mol de soluto disuelto enun kilógramo de disolvente.

Concentracionesmolares Molaridad (M) Molalidad (m)

Definición Es la cantidad de soluto (A)expresada en mol presente enun litro (L) de disolución (AB),

Es la cantidad de soluto(A) medida en mol que seencuentra disuelta en lamasa de disolventemedido en un kilógramo.

FórmulaM =

nA

VABmb =

nAmB

Ejemplo 1 M corresponde a un mol de soluto contenido en un litrode disolución.

Tabla 2. Resumen de las concentraciones molares.


El proceso de disolución deuna sustancia puede serendotérmico o exotérmico.Un aumento detemperatura favorece ladisolución en los procesosendotérmicos, y unadisminución detemperatura favorece ladisolución en los procesosexotérmicos.

En http://www.scielo.sa.cr/scielo.php?pid=S0253-29482002000100008&script=sci_arttext encontrarás ejemplos de

concentraciones molares.


179

Habilidades a desarrollar:- Resolución de problemas.- Interpretarción de datos.

DESAFÍO

CIENTÍFICO1. Como hemos visto, la temperatura generalmente afecta la solubilidad de los

solutos sólidos en solventes líquidos en forma proporcional. En la siguiente tabla

se observa el efecto de la temperatura en la solubilidad de algunas sales en agua:

Tabla 3. Solubilidad de algunas sustancias a distintas temperaturas.

a. Elabora un gráfico solubilidad versus temperatura.

b.¿Cuál de las sales posee mayor solubilidad a 25 ºC y cuál menor a la

misma temperatura?

c. ¿Cuál de las sales posee mayor solubilidad a 55 ºC y cuál menor?

2. Determina el % m/m de una disolución preparada al mezclar 30 g de

agua con 50 g de leche.

3. Calcula el % V/V de una disolución de 400 mL que contiene 50 mL de un

soluto X.

4. Establece el % m/V de una disolución acuosa de 200 mL que presenta

30 g de cloruro de sodio como fase dispersa.

5. ¿Cuál es la cantidad de agua necesaria para preparar un jugo de

concentración de 5% m/m si el sobre contiene 30 g?

6. ¿Cuántos gramos de azúcar se deben disolver en 20 mL de agua para

obtener un almíbar de concentración 10% m/m, si en esas condiciones la

densidad del agua es 1g/mL?

7. ¿Qué cantidad en gramos de leche en polvo se deben disolver para

obtener un litro de disolución de concentración 7% m/V?

8. ¿Cómo prepararías una disolución acuosa 5 molar, si un mol de sustancia

tiene una masa de 52 gramos?

9. ¿En qué se diferencian dos disoluciones distintas pero de igual

concentración? Por ejemplo, una disolución de sacarosa 7 molar y una

de sal 7 molar, considerando que la masa molecular de la sacarosa es

342 g/mol y la sal es 58 g/mol.

10. ¿Qué cantidad de soluto y de disolvente está presente en una disolución

de 3 molal?

11. ¿Cómo prepararías una disolución acuosa de 9 molal?

12. ¿Cómo puedo obtener la sal que contiene un litro de agua de mar?

13. Si nuestra sopa ha quedado salada, ¿qué debemos hacer para poder

consumirla?

14. ¿Qué quiere decir que un vino tiene un 7% en volumen de concentración?

15. ¿Una moneda de un euro es una disolución?

16. ¿Por qué no puedo utilizar la filtración para separar los componentes de

un perfume?

CompuestosTemperaturas

0 ºC 20 ºC 40 ºC 60 ºC 80 ºCCloruro de sodio NaCl 357 360 366 373 384Nitrato de sodio NaNO3 730 880 1040 1240 1480Nitrato de potasio KNO3 133 316 639 1100 1690Yodato de potasio KIO3 47 81 128 185 250Yoduro de sodio KI 1270 1440 1600 1760 1920

M = m o bien, n = mn M

180


Se define el mol como la cantidad de sustancia que contiene la misma cantidadde partículas que átomos hay en 0,012 kg del isótopo de carbono – 12 (C–12). Entérminos sencillos, el Ph D. Anthony Carpi indica: “El mol representa unnúmero. Tal como el término docena se refiere al número 12, el molrepresenta al número 6,02 · 1023”, número tan alto, que comparativamente -continúa el Ph D. Carpi- “una docena de huevos se convierte en una ricatortilla, mientras un mol de huevos puede llenar todos los océanos de latierra más de 30 millones de veces”.

Comúnmente, cuando se hace referencia al número de objetos en un mol,se habla del número de Avogadro, que recuerda al profesor italianoAmadeo Avogadro, quien en 1811 propuso que “los mismos volúmenes degases diferentes a la misma temperatura, contenían igual número demoléculas”, gracias a lo cual en 1861 el italiano Stanislao Cannizzarodesarrolló un grupo de masas atómicas para los elementos conocidos en esaépoca, camparando las masas de iguales volúmenes de gas. Trabajo quefinalmente fue la base fundamental del científico austriaco Josef Loschmidt,quien en 1895 calculó el tamaño de una molécula en cierto volumen de aire,introduciendo definitivamente el concepto del mol y estableciendo suimportancia como unidad de carácter atómico.

Así, una muestra de cualquier elemento con masa igual a la masa atómicaen gramos contiene precisamente un mol de átomos. Por ejemplo: la masaatómica del hidrógeno (H) señala 1,00794, que se lee en gramos, por lotanto, el H tiene una masa aproximada de 1 gramo que es equivalente a unmol de átomos de hidrógeno; por ello, la lectura correcta de la masaatómica para el H es: 1 g/mol, lo que significa:

Cantidad de sustancia ynúmero de átomos

1 mol del elemento H 6,023 · 1023 átomos de H 1 g

Podemos establecer, en general, que la masa molar (M) es: “la masa engramos de un elemento, correspondiente a 1 mol del mismo”, lo quematemáticamente se expresa como:

Amadeo Avogadro (1776 - 1856)fue un físico y químico italiano,profesor de Física en la universidadde Turín en 1834. Inventó elNúmero de Avogadro.

Stanislao Cannizzaro (1826 - 1910)fue un químico italiano que resolviólas confusiones surgidas acerca delas masas moleculares y atómicas.

En http://www.quimicaweb.net/calculadoramm/calculadora_mm.html podrás

encontrar una “calculadora molecular” en la cual comprobar los ejercicios.

donde M = masa molar; m = masa en gramos; n = cantidad de sustancia

contiene masa


181

Esta relación se puede establecer para cualquier elemento de la Tablaperiódica y para cualquier cantidad de moles de esos elementos. Estudiemosalgunos ejemplos:

1. Calcula la masa equivalente a 2 moles de sodio:- La Tabla periódica señala que la masa molar (M) del Na es 23 g /mol, lo

que se puede expresar como MNa = 23 g/mol. Esto significa que en 1 molde Na de masa 23 g existen 6,02 · 1023 átomos de Na.

Datos:MNa = 23

gmol

mNa = xnNa = 2 moles

Reemplazando: 23 g = x1 mol 2 moles

x = 23 g · 2 mol1 mol

x = 46 g

por tanto: mNa = 46 g

La aplicación de la masa molar (M) resulta muy útil para el mundocientífico, al tener presente que no existen medios mecánicos o prácticosque permitan determinar en forma exacta la cantidad de sustancia de unelemento y, mucho menos, el número de átomos presentes en unadeterminada masa. Sin embargo, es relativamente fácil con la ayuda deuna balanza establecer la masa de las sustancias. Pero ¿cómo sabemoscuántos moles y átomos existen en esa masa? Observa y sigue conatención el segundo ejemplo.

2. En el laboratorio se masan 7 gramos de potasio (K). Establece a cuántosmoles corresponden y qué cantidad de átomos existen en esa masa.

Datos:M K =

39 gmol

mK = 7 gnK = xNEEK = x

Reemplazando: 39 g = 7 g1 mol x

x = 7 g · 1 mol39 g

x = 0,17 mol

por tanto:

Es decir, 7 g de K corresponden a 0,17 mol.

nK = 0,17 mol

182


MH2O =18 gmol

Para obtener NEEK se sabe que 1 mol de cualquier elemento contiene6,02 · 1023 átomos, entonces, ¿cuántos átomos existen en 0,17 mol de potasio?

Al despejar, x =

NEEK = 1,02 · 1023 átomos

Sabemos, por las unidades anteriormente estudiadas, que en la naturalezaexisten moléculas formadas por agrupaciones de átomos. Para calcular sumasa molar (M), se suma la masa de cada uno de sus constituyentes, queademás han sido multiplicados por la cantidad presente en la molécula.Por ejemplo:¿Cuál es la masa molar del agua (H2O)?

H2O = H2 + O = H · 2 + O · 1

Ahora se busca en la Tabla periódica la masa molar de cada elemento químico.

0,17 mol de K · 6,02 · 1023 átomos1 mol

1 mol de K = 0,17 mol de K6,02 · 1023 átomos x


El número de átomospresentes en una sustanciase denomina número deentidades elementales (NEE).

En síntesis, la importancia de la medida de la cantidad de sustancia (mol)radica básicamente en la posibilidad de tener una medición de carácteratómico del comportamiento de diferentes reacciones químicas, y en el casoparticular de esta unidad, de las disoluciones.

Habilidades a desarrollar:- Resolución de problemas.- Interpretación.

DESAFÍO

CIENTÍFICO1. El fluoruro de sodio (NaF) es un componente fundamental en las pastas

dentales, gracias a él se evita la aparición de caries.

a. De acuerdo a su fórmula, ¿cuál es su masa molar?

b. En un dentífrico común existen 0,15 g de este compuesto, ¿a cuántos

moles equivale esta masa?

c. ¿Cuántas moléculas (entidades elementales) existen en la cantidad de masa

del dentrífico?

2. Si tienes 5 moles de Na y 5 moles de F:

a. ¿Equivalen a la misma masa?

b. ¿Presentan el mismo número de átomos?

3. Según lo que has aprendido, ¿por qué la cantidad de sustancia debe

expresarse en la unidad de “mol”?

MH = 1 g y MO = 16 gmol mol

Reemplazando, M = 1 g · 2 + 16 g · 1mol mol

Preparación de disoluciones molares


183

CIENCIA EN ACCIÓN

Habilidades a desarrollar:- Resolución de problemas.- Predicción.- Preparación de

disoluciones.

• Dos matraces de aforo

de 250 mL.

• Una varilla de vidrio.

• Tres vasos precipitados

de 250 mL.

• Un vidrio reloj.

• Un embudo analítico.

• Una bureta.

• Un gotario.

• Una espátula.

• Dos hojas oficio blancas.

Reactivos

• 20 g de hidróxido de

sodio (NaOH).

• Fenolftaleína.

• 500 mL de agua

destilada.

Materiales

Estudiaremos:

- Concentraciones molares.

Introducción

Preparar disoluciones de concentración exacta es una de las técnicas de

laboratorio más importantes en la industria química. ¿Te imaginas lo que

sucedería si la mezcla de los ingredientes de una bebida gaseosa fuera al azar?


Observa con atención la lista de materiales solicitados y determina para qué

se utilizarán cada uno de ellos.


¿Qué cantidades de agua e hidróxido de sodio (NaOH) se debe emplear para

preparar 250 mL de una solución 1,5 M y 250 mL de otra 0,1 M?


Señala una hipótesis para la pregunta de investigación planteada.


Experiencia 1: Preparación de disolución acuosa de NaOH 1,5 M.

1. Con la ayuda de la espátula y el vidrio reloj, procede a masar la cantidad de

NaOH necesaria.

2. En el matraz de aforo agrega una pequeña cantidad de agua destilada con

la ayuda del embudo de decantación.

3. En un vaso pp limpio, agrega otra pequeña porción de agua y sobre ésta el

NaOH masado. Con la varilla de vidrio disuelve el soluto.

4. Deposita el contenido del vaso pp en el matraz de aforo empleando el

embudo analítico.

5. Con la pisceta (que contiene agua destilada) enjuaga el vaso pp en el cual

disolviste el soluto. Realiza también este “enjuague” del matraz de aforo y

procede a agitar suavemente para disolver y homogeneizar la disolución.

6. Completa el contenido del matraz hasta el aforo empleando la pisceta.

7. Repite los pasos 1 al 6 para preparar una disolución acuosa de NaOH 0,1M.

Experiencia 2: Comparación de concentraciones

La fenolftaleína es un indicador que alerta sobre la presencia de bases

cambiando de incolora a fucsia; en este caso, detecta la presencia del NaOH.

1. En dos vasos pp, dispón 30 mL de agua y 20 gotas de fenolftaleína en cada

uno. Disuelve agitando circularmente y coloca sobre hojas blancas.

2. En el vaso número 1, agrega 5 gotas de la disolución 1,5 M. En el vaso

número 2, agrega 5 gotas de la disolución 0,1 M.

3. Registra tus observaciones mirando desde arriba la coloración de las

disoluciones.

4. Añade al segundo vaso las gotas necesarias para igualar el color del primero.

PRECAUCIÓN:

El NaOH es una base fuerte que

en contacto directo con la piel

produce dolorosas quemaduras.

Recuerda trabajar con cuidado

y consultar a tu profesor o

profesora si tienes dudas en el

trabajo experimental.

184



Registra las observaciones del procedimiento experimental en tu cuaderno.


Ordena las observaciones y datos en la siguiente tabla.

Datos y Observaciones Disolución 1,5 M Disolución 0,1 M

Cantidad de sustancia de NaOH

Masa de NaOH

Volumen de Agua

Color con fenolftaleína


1. Registra los cálculos realizados para obtener la masa de NaOH necesaria

para preparar la primera y segunda disolución.

2. Explica brevemente por qué se produce la diferencia de color entre los

vasos que contienen la disolución de fenolftaleína y la misma cantidad de

gotas de cada disolución.

3. ¿Por qué es necesario seguir agregando gotas al segundo vaso para igualar

el color del primero en la prueba de comparación?


Escribe en tu cuaderno las conclusiones respecto a:

1. La forma de preparar con mayor exactitud posible una disolución.

2. Los beneficios y debilidades de los materiales o instrumentos utilizados.

3. Los posibles errores experimentales que influyen en la exactitud de la

concentración.


Comparte con tu grupo las siguientes preguntas que guiarán una

conversación respecto a las conductas que favorecen el éxito del trabajo

realizado y aquellas que pudieron eventualmente poner en riesgo el logro del

objetivo; asimismo, sobre los aprendizajes que han obtenido.

1. ¿Hicimos la actividad considerando todas las precauciones?

2. ¿Fuimos respetuosos(as) de las indicaciones del texto o de las entregadas

por el profesor(a)?

3. ¿Cada uno de los integrantes del equipo fue responsable con las tareas

asignadas?

4. ¿Qué aprendimos en esta actividad?

CUIDA EL AMBIENTE:


entrega a tu profesor o

profesora los matraces con las

disoluciones preparadas.

Elimina las muestras de los

vasos pp en el desagüe,

procurando agregar una

cantidad de agua suficiente una

vez eliminadas. Deja además tu

lugar de trabajo limpio.

Tomar conciencia de la propia construcción de conocimientos, sirve

para planear, controlar y evaluar el desarrollo que tienen sobre las

responsabilidades y tareas que deben realizar. Para ello se debe

reflexionar y preguntarse, ¿qué conozco del tema de las disoluciones

hasta ahora? ¿conozco el significado de soluto, disolvente,

solubilidad, concentración, mol, disoluciones molares? ¿Cómo puedo

relacionar esta información con lo cotidiano? ¿Qué conclusiones

puedo sacar hasta el momento?


185

Cálculo de la concentración de disoluciones molaresAsí, por ejemplo, una disolución acuosa de ácido clorhídrico (HCl) 2 molar,2 mol/L o 2M señala que existen 2 moles de HCl en un litro de disolución,en la que el disolvente (B) es el agua.

Ejemplos:1. Calcula la molaridad de una disolución acuosa de 2,5 litros que contiene

3 moles de soluto.

Volumen de ladisolución (VAB)

Concentración delsoluto (nA)

1,2 M

2 M

M =nA

VAB

M = 3 moles2,5 L

M = 1,2 molL

M = 1,2 Molar

2,5 L

3 moles

Volumen dela disolución

(VAB)

Masa delsoluto(mA)

2. Determina la molaridad de una disolución de 3 L que contiene 348 g decloruro de sodio (NaCl) como soluto.

nA = 348 g58 g

mol

nA = 6 moles

M = 6 moles3 L

M = 2 molesL

M = 2 Molar

M =nA

VAB

nA =mA

MNaCl

MNaCl = MNa + MCl

MNaCl =23 g + 35 gmol mol

MNaCl =58 gmol

3 L

348 g decloruro de

sodio


En el cálculo deconcentracionesporcentuales se empleanunidades específicas comogramos (g) o milílitros(mL) y no otras. Por ello, sien un ejercicio sepresentan masas enkilogramos (kg) ovolúmenes en litros (L),debes transformarlas hastaobtener las unidadescorrespondientes.1 L = 1.000 mL1 mL = 1 cm3

1 kg = 1.000 g

Habilidades a desarrollar:- Resolución de problemas.- Interpretación de datos.- Aplicación.

El agua de mar ocupa el 95 por ciento del planeta. Ésta es una disolución

formada por varios solutos, cuya salinidad y la composición química varia de

un mar a otro, no obstante se estima que entre sus componentes comunes

se encuentran el cloruro de sodio (NaCl), cloruro de magnesio (MgCl2),

sulfato de sodio (Na2SO

4), cloruro de calcio (CaCl

2), bicarbonato de sodio

(NaHCO3), fluoruro de sodio (NaF), entre otros.

1. ¿Cuál es la masa molecular de las sales disueltas en el agua de mar?

2. En un litro de agua de mar existen 24 g de cloruro de sodio, cuál es molaridad.

3. Se estima que la concentración molar del cloruro de magnesio es 0,053 M.

Según ese dato que masa de la sustancia existen en 2 litros de agua de mar.

4. La concentración de bicarbonato de sodio en el agua de mar es 4 M. ¿En

qué volumen de agua de mar encontramos 0,2 g de bicarbonato de sodio?

DESAFÍO

CIENTÍFICO

186


Masa del disolvente(mB)

Concentración delsoluto (nA)

0,035 m

En www.fisicanet.com.ar/quimica encontrarás ejemplos del cálculo de la

molaridad y la molalidad.

Cálculo de la concentración de disoluciones molalesSe entenderá entonces que una disolución 4 molal, 4 mol/kg o 4 m,contiene 4 moles de soluto en 1 kg de disolvente.

Ejemplos:1. Calcula la molalidad de una disolución preparada al mezclar 4 kg de agua

como disolvente con 0,14 moles de ácido clorhídrico como soluto.

m =

m =

m = 0,035 moleskg

0,14 moles4 kg

nA

mB

4 kg de agua

0,14 molesde ácido

clorhídrico

2. Determina la molalidad de una disolución preparada al mezclar dosgramos de bicarbonato de sodio (NaHCO3) en 20 gramos de agua.


Además de la molaridad(M) y la molalidad (m)existe una tercera unidadde concentración molardenominada normalidad(N), cuya fórmula relacionalos equivalentes (eq) desoluto (A) en el volumende la disolución (VAB).Además, cuando lasconcentraciones son muypequeñas de soluto (entrazas) en disolución, escomún el empleo deexpresiones como partespor millón (ppm), partespor billón (ppb) y hastapartes por trillón (ppt).

Datos:mb = xmNaHCO3

= 2 gmH2O = 20 gMNaHCO3

= Na · 1 + H · 1 + C · 1 + O · 3MNaHCO3

= 23 · 1 + 1 · 1 + 12 · 1 + 16 · 3 = 84 gmol

nNaHCO3 =mNaHCO3 = 2 g = 0,023 molesMNaHCO3

84 gmol

mH2O = 20 g; expresada en kilógramos es:

1 kg = x1000 g 20 g

x = 1 kg · 20 g = 0,02 kg1000 g

mb =nNaHCO3 = 0,023 moles = 1,15 molalmH2O 0,02 kg

mb = 1,15 m


187

MÁS QUE QUÍMICA

La homeostasis esdefinida por Canon(fisiólogo de laUniversidad de Harvard)como “el mantenimientodel equilibrio interno y latendencia a la estabilidaden la composición fisico-química de todos losfluidos corporales, conindependencia del medioexterno”, lo que estádirectamente relacionadocon la concentración delos diversos fluidos, encuya regulaciónintervienen la presiónosmótica, la excreción delamonio y la temperatura.Tres factores íntimamenterelacionados con laregulación del agua.

Dilución de las disoluciones Es importante señalar que las disoluciones experimentan procesos dedilución, es decir, teniendo una concentración ya establecida, se agregamayor cantidad de disolvente para alcanzar menores concentraciones. Estose calcula aplicando la fórmula: M1 · V1 = M2 · V2

Donde M1 = molaridad inicial de la disolución.V1 = volumen inicial de la disolución.M2 = molaridad final de la disolución.V2 = volumen final de la disolución.

Ejemplos:1. A 10 mL de una disolución acuosa de cloruro de sodio (NaCl) 5 M se

agregan 10 mL más de agua. ¿Cuál será la nueva concentración de ladisolución?

x = 2,5 M

x = 270 mL

M1 = 5 MV1 = 10 mL = 0,01 LM2 = xV2 = 20 mL = 0,02 LReemplazando en M1 · V1 = M2 · V2

5 M · 0,01 L = x · 0,02 L

x = 5 M · 0,01 L = 2,5 M0,02 L

2. ¿Cuánta agua se debe agregar a 250 mL de una disolución de jugo deframbuesas 7 M para que alcance una concentración 6,5 M?

M1 = 7 MV1 = 250 mL = 0,25 LM2 = 6,5 MV2 = x7 M · 0,25 L = 6,5 M · x

x = 7 M · 0,25 L = 0,269 L6,5 M

Por lo tanto, deben agregarse 20 mLpara completar el volumen de 270 mL.

x = 1000 mL

Es decir, se debe tomar un litro dedisolución 12 M para dos litros dedisolución 6 M.

3. Si se tiene una disolución acuosa de ácido clorhídrico 12 M y se necesitapreparar dos litros de la misma disolución pero de concentración 6 M,¿qué cantidad del ácido se debe disolver?

M1 = 12 MV1 = xM2 = 6 MV2 = 2 L12 M · x = 6 M · 2 L

x = 6 M · 2 L = 1 L12 M

188


Estequiometría

La importancia de la magnitud “cantidad de sustancia”y su unidad “mol”noes propia de las disoluciones, sino también de las reacciones químicas.

La estequiometría deriva del griego “stoicheion”, que significa elemento, ydice relación directa con la medición de estos, es decir, la determinacióncuantitativa que se establece entre compuestos que reaccionan.

En las disoluciones no se produce rompimiento y formación de enlaces, encambio, en las reacciones químicas sí. Entonces, ¿por qué estudiarestequiometría en este tema? Básicamente, porque un gran porcentaje delas reacciones químicas ocurre en una disolución.

La reacción química se entiende como la transformación de una o mássustancias iniciales denominadas reactantes en una o más sustancias finalesllamadas productos, las que son representadas mediante ecuacionesquímicas de la forma general:

A + B C + DReactantes Productos

Las reacciones químicas transcurren bajo la ley de Conservación de laMateria de A. Lavoisier, que establece: “en el Universo nada se crea, ni sedestruye, sólo se transforma”. Esta ley postula un hecho fundamental quedurante años fue una incógnita: ¿qué pasaba con la masa de algunasreacciones químicas?, pues la masa inicial y final aparentemente no eran lamisma. Un ejemplo muy simple de este hecho sería el siguiente:

Una hoja de papel de masa 0,1 gramos, luego de quemarlo, sus cenizasalcanzan apenas los 0,07 gramos. ¿Qué ha sucedido con la masa?... Exacto…El gas emanado por la reacción representa los 0,03 gramos faltantes.

En una ecuación química se emplean los “coeficientes estequiométricos”,números que ajustan la ecuación, dejando la misma cantidad de elementosreactivos y productos.

Por ejemplo, la combustión del metano (CH4) libera dióxido de carbono(CO2) y agua (H20) según la ecuación que representa el proceso:

Ahora bien, al contabilizar los elementos en los reactantes y luego en losproductos, encontraremos grandes diferencias, por ejemplo:

Indicadores Reactantes ProductosReacción química CH4(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

Estado físico de las sustancias gaseoso gaseoso

Subíndices de las fórmulas CH4(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

Nº de átomos 1C + 4H + 2O 1C + 3O + 2H

Comparación del número de átomos 1C = 1C

4H = 2H

2O = 3O

CH4(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)


189

Como observas, los subíndices de las fórmulas químicas señalan proporcionesmínimas de cada una de las sustancias que de ser modificadas podrían alterarla naturaleza y tipo de compuesto. En este caso no cumplen con la ley deconservación de masa. Razón por la cual deben ajustarse al usar loscoeficientes estequiométricos. De acuerdo con lo anterior, en una ecuaciónquímica es posible establecer y modificar los coeficientes estequiométricoshasta alcanzar el equilibrio o balance de masas, es decir, igualar la cantidad deelementos en reactantes y productos, empleando dos métodos:

1. El primero se denomina “método de tanteo”: consiste en probardiferentes coeficientes estequiométricos hasta lograr balancear laecuación. Para desarrollarlos se identifican primero las cantidades de cadaelemento presentes en reactantes y productos y luego se buscan losnúmeros que los igualen por multiplicación. En este método serecomienda equilibrar en primer lugar los elementos distintos alhidrógeno y al oxígeno, dejando estos para el final. Por ejemplo:

Reacción química CH4(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

Coeficientes estequiométricos CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + H2O(g)

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)

Comparación del número de átomos 1C = 1C

4H = 4H

4O = 4O

En las fórmulas químicas se identifican dos números, los subíndices y loscoeficientes estequiométricos. Sólo se pueden modificar los coeficientesestequiométricos que permiten ajustar las ecuaciones químicas entrereactantes y productos.

Mientras que los subíndices (g), (l), (s) hacen referencia al estado de lamateria en el cual reacciona el compuesto; la simbología (ac) hace referenciaa su presencia en una disolución acuosa.

En http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/esteq.html puedes encontrar más

información sobre la estequiometría, además de desarrollar ejercicios y

resolver problemas de esta área de la química.

2. Otro método empleado es el “algebraico”, consistente en establecer unsistema de ecuaciones en el que el primer coeficiente estequiométrico esel 1 y reconocer los coeficientes estequiométricos, en adelante“incógnitas”, a las que arbitrariamente denominaremos x, y, w, z según lasiguiente distribución:

Reacción química CH4(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

Coeficientes estequiométricos x CH4(g) + y O2(g) w CO2(g) + z H2O(g)

Al contabilizar los elementos C = 1x = C = 1w

H = 4x = H = 2z

O = 2y = O = 2w + 1z


Antoine-Laurent deLavoisier (1743 -1794),químico francés, esconsiderado el creador y“padre”de la químicamoderna por sus estudiossobre oxidación de loscuerpos, el fenómeno de larespiración animal, análisisdel aire y la conservación dela masa. En 1754 empezósus estudios en la escuela deelite “College Mazarin”.Estudió, además de CienciasNaturales, Derecho.Y entresus múltiples actividadesescribió el “tratadoelemental de química”. Sededicó a la inspecciónnacional de las compañíasde fabricación de pólvora y ala recaudación deimpuestos, cargo por el cual fue guillotinado alproducirse la Revolución francesa.


El metano (CH4) seobtiene de ladescomposición orgánica.En Chile su fuente máscomún son los vertederos.

190


Suponiendo que x = 1, se despejan las otras incógnitas. Remplazando en laecuación de C se obtiene:1 · 1 = 1 · ww = 1Reemplazando en la ecuación para H se obtiene:4 · 1 = 2 · zz = 2Reemplazando los valores obtenidos, en la ecuación para el O se obtendrá:2 · y = 2 · 1 + 1 · 2y = 2Al reemplazar en la ecuación química los valores de x, y, w y z se tiene:

Coeficientes estequiométricos 1CH4(g) + 2O2(g) 1CO2(g) + 2H2O(g)

Como en química los coeficientes estequiométricos y subíndices de valor 1no se escriben, expresamos:

Coeficientes estequiométricos CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)

Los coeficientes estequiométricos pueden tener varias lecturas,denominadas relaciones. Entre ellas:a. Molar: Indica cantidad de moles presentes.b. Ponderal: Que permite establecer la masa de los moles presentes

empleando la MM y el número de moles presentes (m = n / MM). Lasumatoria de los reactantes y lo productos debe ser idéntica.

c. Volumen: Válida sólo para sustancias gaseosas que se comportanidealmente, en las mismas condiciones de temperatura y presión.

Analicemos nuestro ejemplo anterior:

Relacionesestequiométricas CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)

Molar 1 mol + 2 moles 1 mol + 2 moles

Ponderal 1 mol · MCH4+ 2 moles · MO2

= 1 mol · MCO2+ 2 moles · MH2O

1 mol · 16 g/mol + 2 mol · 32 g/mol = 1 mol · 44 g/mol + 2 mol · 18 g/mol

16 g + 64 g = 44 g + 36 g

80 g = 80 g

Volumen 1 volumen + 2 volúmenes 1 volumen + 2 volúmenes

Lectura molar forman 1 mol de dióxido de carbono másdos moles de agua.

1 mol de metano más dos molesde oxígeno

Lecturaponderal

16 gramos de metano más 64gramos de oxígeno

forman 44 gramos de dióxido de carbonomás 36 g de agua.

Lectura devolumen

Un volumen de metano más 2volumen de oxígeno

forman Un volumen de dióxido de carbonomás dos volumen de agua.

Gracias a las relaciones estequiométricas se pueden establecer relacionesmás complejas y desconocidas. Por ejemplo:¿Cuántos moles de metano (CH4) son necesarios para formar 70 g de CO2al reaccionar con la cantidad apropiada de oxígeno?En el cuadro de relaciones se puede observar que 1 mol de CH4 forma 1mol de CO2, que equivale a 44 g.


191

Relaciones estequiométricas CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)

Molar 1 mol + 2 moles 1 mol + 2 moles

Ponderal 16 g + 64 g 44 g + 36 g

Luego:1 mol CH4 =

x mol CH4

44 g CO2 70 g CO2

x mol CH4 =1 mol CH4 · 70 g CO2

44 g CO2

x mol CH4 = 1,59 mol CH4

Número deentidades

elementales.

Moles Masa Volumen

Relación Relación Relación

Nee

Nee = NA · nNA = Nº de Avogadron = Moles

m = masaM = Masa molar

d = densidadV = volumen

M = d =mn

mV

n m Vse pueden

transformar

se puede

transformar

se puede

transformar

La estequiometría también es aplicable a las disoluciones. De hecho,cuando transformas unidades de masa en cantidad de sustancia (g a mol) odeterminas la concentración de una disolución calculando masas, moles,volumen y otros, estás realizando cálculos estequiométricos.Las relaciones estequiométricas se pueden resumir de la siguiente forma:

Habilidades a desarrollar:- Aplicación e interpretación.- Resolución de problemas.- Investigación.

1. Determina el equilibrio de las siguientes ecuaciones por método de

tanteo y algebraico.

a. NaCl(s)

+ H2SO

4 (ac)HCl

(ac)+ Na

2SO

4(ac)

b. H2CO

3 (ac)+ KClO

(ac)K

2CO

3 (ac)+ HClO

(ac)

c. C4H

10 (g)+ O

2 (g)CO

2 (g)+ H

2O

(g)

2. Establece las relaciones estequiométricas molar, ponderal y de volumen

para cada una de las ecuaciones del primer punto.

3. Con los datos entregados de la combustión del metano, determina:

a. ¿Cuántos gramos de oxígeno deben reaccionar con la adecuada

cantidad de metano para formar 5 moles de agua?

b. ¿Qué cantidad en mol de dióxido de carbono se puede obtener a partir

de la reacción de metano con 44,8 L de oxígeno? (Ten presente que

1 mol de un gas cualquiera a 0 ºC y 1 atm de presión ocupa un

volúmen de 22,4 L).

c. ¿Cuánto metano debe reaccionar con oxígeno para producir 98 g

de agua?

d. Investiga. ¿Qué es el reactivo limitante y cuál es su incidencia en la

estequiometría de una reacción?

e. Determina cuál es el reactivo limitante de la combustión del metano.


Los subíndices de lasfórmulas químicas jueganun rol fundamental en losaspectos cuantitativos de laquímica. Por ejemplo, elagua es un compuestoformado por hidrógeno yoxígeno, al igual que elperóxido de hidrógeno,comúnmente denominado“agua oxigenada”. Entonces,¿qué hace tan diferentes aestos compuestos?: laproporción en la que secombinan sus componentes.Mientras en el agua laproporción es 2 : 1 (H2O),en el peróxido es 2 : 2(H2O2).

H20 H202

DESAFÍO

CIENTÍFICO

192


Propiedades coligativasCIENCIA EN ACCIÓN

Habilidades a desarrollar:- Investigación.- Observación.

Materiales

• Tres vasos pp de 250 mL.

• Una varilla de vidrio.

• Un vidrio reloj.

• Una espátula.

• Un termómetro.

• Trípode, rejilla y

mechero.

• Una pinza metálica.

• Un tubo de vidrio en U.

• Una probeta de 100 mL.

• Papel filtro.

Reactivos

• Un litro de agua

destilada.

• 20 mL de ácido

clorhídrico (HCl) 12 M.

• 20 g de sal de mesa

(NaCl).

Estudiaremos:

- Propiedades coligativas.

Introducción

Las propiedades coligativas son aquellas que dependen de la concentración del

soluto en la disolución.

En esta experiencia observaremos el comportamiento del punto de ebullición del

agua como solvente puro y en disolución.


¿Qué son las propiedades coligativas y cuál es su importancia en las disoluciones?


De acuerdo con lo investigado, formula una hipótesis.


1. Desarrolla en tu cuaderno los cálculos necesarios para preparar las siguientes

disoluciones: 50 mL de disolución acuosa de cloruro de sodio 0,1 M y 50 mL de

disolución acuosa de ácido clorhídrico 0,1 M; 50 mL de disolución acuosa de

NaCl 1 M y 50 mL de disolución acuosa de HCl 1M.

2. En un vaso pp, dispón 50 mL de agua destilada y procede a calenta. Registra su

punto de ebullición.

3. En otro vaso pp, agrega 50 mL de disolución de NaCl 0,1 M y calienta hasta el

punto de ebullición y regístralo.

4. Repite el paso 3 con cada una de las disoluciones y registra en cada caso el

punto de ebullición.


Registra en tu cuaderno los cálculos para la preparación de las soluciones y los

puntos de ebullición observados.


193


A. Observa atentamente la tabla:

1. ¿Qué puedes concluir?

2. ¿Qué hace diferente a las disoluciones?

3. ¿La(s) diferencia(s) observada(s) influyen sobre el punto de ebullición?

B. Elabora un gráfico Te

versus concentración. Identifica el NaCl con una

curva roja y el HCl con una azul. Observa el gráfico con atención.

1. ¿Qué puedes concluir?

2. ¿Cómo se explica la diferencia entre los puntos de ebullición del agua

como disolvente puro y las disoluciones de NaCl y HCl?


Elabora las conclusiones considerando qué puedes decir respecto al punto de

ebullición y las propiedades coligativas.

Elabora un díptico informativo para comunicar los resultados.


Para evaluar el trabajo realizado te proponemos formular tres indicadores por

cada integrante, considerando las siguientes variables: trabajo en equipo,


Una vez construidos, compártanlos y respondan en su cuaderno con la

nomenclatura + , +– y –.

PRECAUCIÓN:

Recuerda lavar los materiales

empleados en cada disolución

para no alterar la composición

de otras disoluciones.

CUIDA EL AMBIENTE:

Una vez finalizada la actividad,

elimina los residuos por el

desagüe. Deja limpio y

ordenado el lugar de trabajo.

Para escribir un informe o reporte científico se requiere organizar las

ideas y desarrollarlas con cierta coherencia para que entreguen un

mensaje que pueda ser comprendido por el lector. Para ello, te

pedimos que reflexiones respecto de las acciones iniciales que

utilizas en tu acción cotidiana cuando elaboras un informe escrito.

Paso 5: Recopilación y ordenamiento de los datos

Ordena tus observaciones en la siguiente tabla:

Indicadores NaCl 0,1 M NaCl 1 M HCl 0,1 M HCl 1MCantidad de sustancia de soluto (mol)Masa de soluto (g)Volumen de disolvente (L)Molaridad de la soluciónVolumen de disolución en experimentaciónTº de ebullición

Indicadores previos para hacer un informe o reporte científico Si A veces NoCuestionar acerca de las opciones posibles de realizar la tarea.Planificar cada uno de los pasos que se ejecutarán en el desarrollo del informe.Proponer objetivos o metas para cumplir con esta exigencia.Reconocer cómo afectan los conocimientos en el desarrollo de la tarea.Identificar elementos o estrategias para realizar el informe.Identificar falencias o fortalezas conceptuales para el desarrollo delreporte científico.Corregir aspectos equivocados del trabajo.Argumentar por qué es necesario terminar el trabajo.

194


Propiedades coligativas de las disoluciones

Los estudios teóricos y experimentales han permitido establecer, que loslíquidos poseen propiedades físicas características. Entre ellas cabemencionar: la densidad, la propiedad de ebullir, congelar y evaporar, laviscosidad y la capacidad de conducir la corriente eléctrica, etc. Propiedadespara las cuales cada líquido presenta valores característicos (constantes).Cuando un soluto y un disolvente dan origen a una disolución, la presenciadel soluto determina una modificación de estas propiedades con relación a las propiedades del solvente puro. Modificaciones conocidas comopropiedades de una solución.Las propiedades de las disoluciones se clasifican en dos grandes grupos:1. Propiedades constitutivas: son aquellas que dependen de la naturaleza de

las partículas disueltas. Ejemplo: viscosidad, densidad, conductividadeléctrica, etc.

2. Propiedades coligativas o colectivas: son aquellas que dependen delnúmero de partículas (moléculas, átomos o iones) disueltas en unacantidad fija de disolvente y no de la naturaleza de estas partículas.Corresponden a:

a. Descenso en la presión de vapor del solvente,b. Aumento del punto de ebullición,c. Disminución del punto de congelación,d. Presión osmótica.

Las propiedades coligativas tienen tanta importancia en la vida común comoen las disciplinas científicas y tecnológicas, entre otras cosas permite:• Separar los componentes de una solución por un método llamado

destilación fraccionada.• Formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes, como por ejemplo

las que se emplean en los radiadores de los automóviles.• Determinar masas molares de solutos desconocidos.• Formular sueros o soluciones fisiológicas que no provoquen desequilibrio

hidrosalino en los organismos animales o que permitan corregir unaanomalía del mismo.

• Formular caldos de cultivos adecuados para microorganismos específicos.• Formular soluciones de nutrientes especiales para regadíos de vegetales

en general.

Para su estudio, es necesario considerar dos características importantes delas disoluciones y los solutos.

Disoluciones: Es importante tener en mente que se está hablando desoluciones relativamente diluidas, es decir, disoluciones cuyasconcentraciones son de 0,2 Molar, en donde teóricamente las fuerzas deatracción intermolecular entre soluto y solvente serán mínimas.Solutos: Se presentarán como:• Electrolitos: disocian en solución y conducen la corriente eléctrica.• No Electrolito: no disocian en solución. A su vez el soluto no electrolito

puede ser volátil o no volátil.


La fracción molar (X) es unaunidad de concentraciónque relaciona los moles desoluto o disolvente con lacantidad total de molespresentes en disolución. Suexpresión matemática es:

XA =

donde:

XA = fracción molar de AnA = moles de AnT = moles totalesXB = fracción molar de BnB = moles de B

nA

nT

XB =nB

nT

MÁS QUE QUÍMICA

Los pegamentos decontacto son muy tóxicosporque los disolventesutilizados son muyvolátiles (de presión devapor elevada), evitandode este modo que elpegamento se seque alinterior del recipiente porel movimiento continuode las moléculas ypermitiendo que almomento de impregnarloen una superficie eldisolvente se evaporerápidamente en contactoatmosférico, dejando unacapa de pegamento seco.


195

Presión de vaporUna de las características más importantes de los líquidos es su capacidadpara evaporarse, es decir, la tendencia de las partículas de la superficie dellíquido, a salir de la fase líquida en forma de vapor. Importante también esnotar que no todas las partículas de líquido tienen la misma energía cinética,es decir, no todas se mueven a igual velocidad sino que se mueven adiferentes velocidades.Así, sólo las partículas con mayor energía pueden escaparse de la superficiedel líquido a la fase gaseosa.En la evaporación de líquidos, hay ciertas moléculas próximas a la superficiecon suficiente energía como para vencer las fuerzas de atracción del resto yasí formar la fase gaseosa.Si un líquido está en un recipiente sellado puede parecer que no existieraevaporación, pero es sabido que las moléculas continúan abandonando ellíquido y algunas moléculas de vapor regresan a la fase líquida, ya que amedida que aumenta la cantidad de moléculas de fase gaseosa aumenta laprobabilidad de que una molécula choque con la superficie del líquido y seadhiera a él.A medida que pasa el tiempo, la cantidad de moléculas que regresan allíquido iguala exactamente a las que escapan a la fase de vapor. Entonces, elnúmero de moléculas en la fase gaseosa alcanza un valor uniforme.

Las moléculas de la fase gaseosa que chocan contra la fase líquida ejercenuna fuerza contra la superficie del líquido, a la que se denomina presión devapor, que se define como la “presión ejercida por un vapor puro sobre sufase líquida cuando ambos se encuentran en equilibrio dinámico”. Respectoa ella se ha demostrado experimentalmente que depende la temperatura yde la naturaleza del líquido.Observa con atención el siguiente gráfico:

A partir de los datos representados en él, se puede establecer que:1. Para un mismo líquido por ejemplo el agua, la presión de vapor aumenta

a medida que aumenta la temperatura.2. Líquidos diferentes a la misma temperatura presentan presiones de

vapor diferentes.

Presión del Vapor de distintos líquidosa las mismas temperaturas

900800700600500400300200100

020 30 40 50 60 70 80

PV Ác.Acético

PVAgua

PVBenceno

PVEtanol

t (ºC)

P de vapor(mm Hg)

196


Propiedades coligativas1. Descenso de la presión de vapor.Tal como se indica en el gráfico anterior, un líquido puro posee una presiónde vapor determinada, que depende sólo de él y de la temperatura a la quese presenta. Valor que se altera si agregamos al líquido (disolvente) unsoluto cualquiera.El soluto y el disolvente pueden ser volátiles o no volátiles. Los no volátilespresentan una gran atracción entre sus moléculas componentes, por lotanto su presión de vapor es pequeña, mientras que los volátiles tieneninteracciones moleculares más débiles, lo que aumenta la presión de vapor,es decir, el número de moléculas en estado gaseoso.

Figura 4. Representación de la presión de vapor de un líquido volátil y uno no volátil.

Si el soluto que se agrega al disolvente es no volátil, se producirá undescenso de la presión de vapor, puesto que un soluto no volátil que seañade al líquido, reduce la capacidad de las moléculas del disolvente a pasarde la fase líquida a la fase vapor, debido a que se generan nuevas fuerzas deinteracción. Lo que produce un desplazamiento del equilibrio y se traduceen una reducción de la presión de vapor sobre la disolución.El grado en el cual un soluto no volátil disminuye la presión de vapor esproporcional a la concentración de la disolución, es decir, mientras mayor sea laconcentración de la solución mayor es la disminución de la presión de vapor.La expresión cuantitativa del descenso de la presión de vapor de las solucionesque contienen solutos no volátiles está dada por la Ley de Raoult, formuladapor el científico Francois Marie Raoult quien demostró que “a una temperaturaconstante, el descenso de la Presión de Vapor es proporcional a la concentración desoluto presente en la disolución”, lo que cuantitativamente se expresa como:

P = Xdisolvente · P0disolvente

Donde:P es la presión de vapor de la solución.Xdisolvente es la fracción molar del disolvente.

P0disolvente es la presión de vapor del disolvente puro.

Ahora bien, cuando la disolución posee un solvente A y un único soluto al quedenominaremos “B”, de fracción molar XB, tendremos lo siguiente:

PA = PA0 · XA

Donde:PA es la presión de vapor de la solución

PA0 es la presión de vapor del disolvente puro.

XA es la fracción molar del disolvente en la disolución.


197

Considerando que XB + XA = 1 y reemplazando XA en la expresión anterior,tenemos que,

PA = PA0 · (1–XB)

Al resolver algebraicamente se obtiene:

PA = PA0 – PA

0XB

Expresión que permite obtener la diferencia entre las presiones de vapor ( PA),observa atentamente:

PA = PA0 – PA

0XB

PA0 – PA = PA

0XB

PA = PA0XB

Otro caso, es considerar una disolución formada por dos componentesvolátiles, en las cuales las presiones parciales de los vapores de A y B sobrela disolución están dadas por la Ley de Raoult.

PA = XA · P0A y PB = XB · P0

B

La presión de vapor total sobre la solución se calcula sumando las presionesparciales de cada componente volátil.

PTOTAL = PA + PB

PTOTAL = XA · P0A + XB · P0

B

Revisemos el siguiente ejemplo:Consideremos una disolución formada por 1 mol de Benceno y 2 moles deTolueno. El Benceno presenta una presión de vapor (P0) de 75 mmHg y elTolueno una de 22 mmHg a 20 °C.

La fracción molar de Benceno y Tolueno serán:

Xbenceno = = 0,33 XTolueno = = 0,67

La presión de parcial de cada componente y la presión de vapor de lasolución serán:Pbenceno = Xbenceno · P0

benceno Ptolueno = Xtolueno · P0tolueno

Pbenceno = (0,33 ) · (75 mmHg) Ptolueno = (0,67) · (22 mmHg)

Pbenceno = 25 mmHg Ptolueno = 15 mmHg

Y la presión total:PTOTAL = Pbenceno + Ptolueno

PTOTAL = 25 mmHg + 15 mmHg

PTOTAL = 40 mmHg

2. Aumento del punto de ebulliciónUn disolvente en disolución tiene menor número de partículas que seconvierten en gas por la acción de las moléculas del soluto en la superficie.Esto provoca el ascenso del punto de ebullición, pues la presión de vapor seigualará a la presión atmosférica a mayor temperatura.

21 + 2

11 + 2

198


Así, el ascenso del punto de ebullición, se obtiene por la diferencia entre elpunto de ebullición de la disolución y el punto de ebullición del disolventepuro, lo que se expresa como:

Te = Te disolución – Te0

disolvente puro

Donde:Te Corresponde al ascenso del punto de ebullición.

Te disolución Es el punto de ebullición de la disolución.Te

0disolvente puro Es el punto de ebullición del disolvente puro.

Se sabe además que, como toda propiedad coligativa, el ascenso del puntode ebullición depende de la concentración del soluto, siendo en este casouna relación directamente proporcional según la relación:

Te = Ke · m

Donde:Ke es la constante ebulloscópica que establece el ascenso del punto de

ebullición de una disolución 1 molal y es propia de cada disolvente yestá tabulada. Para el caso del agua corresponde a 0,52 ºC/m.

m corresponde a la molalidad.

Por ejemplo, cuál es el punto de ebullición de una solución de 100 g deanticongelante etilenglicol (C2H6O2) en 900 g de agua (Ke = 0,52 °C/m).Datos:Masa soluto etilenglicol = 100 gMasa molar soluto etilenglicol = 62 g/molMasa disolvente agua = 900 gMM disolvente agua = 18 g/molKe = 0,52 °C/mTe = 100 °C

Sí Te se puede calcular a partir de las expresiones

Te = Te disolución – T0e disolvente puro (1) y Te = Ke · m (2)

Para obtener la temperatura de ebullición de la disolución necesitamos laecuación (1), pero como no tenemos Te (ascenso de la temperatura deebullición), necesitamos obtenerlo de ecuación (2).Primero se debe la molalidad de la disolución:Moles de soluto : 62 g ----- 1 mol

100 g ----- xx = 1,613 moles de soluto

Molalidad = 1,792 molal

Posteriormente y empleando la molalidad, se tiene:Te = Ke · mTe = (0,52 °C/molal) (1,792 molal)Te = 0,9319 °C

Y Te = Te – Tºe0,9319 °C = Te – 100 °CTe = 100,9319 °C


199

3. Descenso del punto de congelaciónEn una disolución, la solidificación del disolvente se producirá cuando ésterompa sus interacciones con el soluto disuelto y se enlace nuevamente comosi estuviera puro. Para ello la temperatura debe bajar más que el punto en elcual el disolvente se congelaría puro por lo tanto, el punto de congelación deuna disolución es siempre más bajo que el del disolvente puro ydirectamente proporcional a la concentración del soluto.

El descenso del punto de congelación ( Tc) se obtiene por la diferencia entreel punto de congelación del disolvente puro (Tºc B) y el punto de congelaciónde la disolución (Tc ), lo que se expresa como:

Tc = Tºc B – Tc

Experimentalmente, se observa que Tc es directamente proporcional a laconcentración molal de la disolución, a saber:

Tc = Kc · m

Donde:Kc es la constante crioscópica que representa el descenso del punto de

congelación de una disolución 1 molal y es propia de cada disolvente yestá tabulada. Para el agua es 1,86 ºC/m.

m corresponde a la concentración molal de la solución.

El punto de congelación es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido y del sólido son iguales, provocando que el líquido se conviertaen sólido.

Para la misma sustancia (etilenglicol) se calculara el punto de congelación deuna solución de 100g de anticongelante, en 900 g de agua, sabiendo que Kc = 1,86 °C/molal.Sabiendo que Tc = T°c – Tc y además es Tc = Kc · mAl igual que el ejercicio anterior, se debe determinar la molalidad de ladisolución.

Moles de soluto : 62 g ----- 1 mol100 g ----- x

x = 1,61 moles de solutoMolalidad = 1,79 molal

Así:Tc = Kc · mTc = (1,86 °C/molal) · (1,79 molal)Tc = 3,33 °C

Despejando se obtendrá:Tc = T°c – Tc

3,33 °C = 0° – TcTc = – 3,33 °C

4. Presión osmóticaAl poner en contacto dos disoluciones de diferente concentración a través de unamembrana semipermeable se producirá el paso del disolvente desde la disoluciónmás diluida hacia la más concentrada, fenómeno conocido como osmosis.

200


Membranasemipermeable

• Ambas soluciones tienen la misma concentración, a una temperaturadada, luego podemos decir que no se presenta el fenómeno de Osmosis.

• Se puede concluir, entonces, que ambas soluciones tiene igual PresiónOsmótica.

• Cuando dos soluciones tienen igual Presión Osmótica se dice que sonisotónicas o isoosmótica entre sí (iso = igual; osmótica = presión osmo;tónica = concentración).

Disolución AConcentración 0,01 molal

Disolución BConcentración 0,01 molal

La presión osmótica se entiende como aquella que establece el equilibriodinámico entre el paso del disolvente desde la disolución diluida hacia lamás concentrada y viceversa.

La presión osmótica obedece a una ley similar a la de los gases ideales. Van'tHoff fue el primer científico que analizó estos hechos, los cuales se expresanen la siguiente ecuación, conocida como ecuación de Van't Hoff:

=

Donde:= Presión Osmótica (atm)

V = Volumen de la solución (L)R = Constante de los gases ideales (0,082 L atm/ K mol)n = Número de moles de solutoT = Temperatura (K)

De acuerdo a la ecuación de Van't Hoff, se observa que a temperaturaconstante la presión osmótica sólo depende de la concentración departículas y no de la naturaleza del soluto, de ahí que la presión osmótica esuna propiedad coligativa de una solución.Si el volumen de la solución fuera un litro, entonces:

= Molaridad*, por lo tanto, nuestra relación puede formularse como:

= M · R · T

*Cuando las soluciones son muy diluidas (menores a 0,1 M) se puedeconsiderar que la molaridad es igual a la molalidad.

Las disoluciones se pueden clasificar entre sí respecto de su presiónosmótica en:1. Ambas disoluciones tiene la misma concentración:

nV

n R TV


201

Membrana semipermeable• La disolución A tiene mayor concentración que la disolución B, se dice

entonces, que la disolución A es hipertónica con respecto a la disolución B.• También se puede decir que la disolución B es hipotónica con respecto a la

disolución A.• Como la disolución B es hipotónica, con respecto a la disolución A, genera

una menor presión osmótica, ya que tiene menos partículas en solución,por lo tanto, se puede decir que la disolución B es hipoosmótica conrespecto a la disolución A.

• Como la disolución A es hipertónica, con respecto a la disolución B, generauna mayor presión osmótica, ya que tiene mayor número de partículas ensolución, luego se dice que es hiperosmótica con respecto a la solución B.

Analicemos el siguiente ejemplo. La presión osmótica promedio de la sangrees 7,7 atm a 25 °C. ¿Qué concentración de glucosa (C6H12C6), será isotónicacon la sangre?

Para determinar la presión osmótica se tiene:= M · R · T

Despejando la M se obtendrá:M = / R · T

Reemplazando se observa la expresión:M = 7,7 atm / (0,082 L atm/°K mol) · (298 °K)M = 0,31 M o 5,3%

2. Las disoluciones presentan concentraciones distintas:

Habilidades a desarrollar:- Investigación.- Aplicación.- Resolución fed problemas.

DESAFÍO

CIENTÍFICOBusca información en diferentes fuentes, consultándole a tu profesor(a) responde:

1. ¿Qué es un gaseoducto?

2. ¿Cómo se transporta el gas natural hasta los domicilios e industrias?

3. ¿Cuál es la diferencia entre el gas natural y el gas licuado tradicional?

4. Explica las ventajas y desventajas del uso del gas natural.

5. Considerando las ventajas y desventajas del uso del gas natural, crees que

es una buena alternativa para reemplazar el gas licuado en Chile. Justifica

tu respuesta.

Disolución AConcentración 0,02 molal

Disolución BConcentración 0,01 molal

202


6. La presión de vapor del metanol puro es 159,76 mmHg. Determinar la

fracción molar de glicerol (soluto no electrólito y no volátil) necesario

para disminuir la presión de vapor a 129,76 mmHg.

7. Determine la masa molar de un compuesto no electrolito sabiendo que

al disolver 384 g de este compuesto en 500 g de benceno, se observó

una temperatura de ebullición de la disolución de 85,1 °C.

(Benceno: Keb

= 2,53 °C/m y punto de ebullición 80,1 °C)

8. Una disolución contiene 8,3 g de una sustancia no electrolito y no volátil,

disuelta en un mol de cloroformo (CHCl3), ésta solución tiene una presión

de vapor de 510,79 mmHg. La presión de Vapor del cloroformo a esta

temperatura es 525,79 mmHg. En base a ésta información determine:

a. La fracción molar de soluto.

b. El número de moles de soluto disueltos.

c. La masa molar de soluto.

9. Cuántos gramos de glucosa (masa molar 180 g/mol) son necesarios

disolver en 1000 g de agua para que la temperatura de ebullición del

agua se eleve en 3 °C.

(Agua: temperatura de ebullición 100 °C y Ke

= 0,52 °C/m)

10. Calcule el punto de congelación de una disolución acuosa al 1,26 % m/m

de un compuesto no electrolito.

(agua: Kc

= 1,86 °C/m y T °c

= 0 °C; masa molar de soluto 51g/mol)

11. Si se disuelven 3,96 g de ácido benzoico en 80,6 g de benceno y la

disolución se congela a –4,47 °C. Determine la masa molecular

aproximada del ácido benzoico. (Benceno: temperatura de congelación

5,5 °C y constante crioscópica 5,12 °C/m)

12. ¿Que presión osmótica ejercerá una disolución de urea en el agua al

1% a %m/v, a 20 ºC (masa molar de urea 60 g/mol)?

13. Calcular la masa molar aproximada del pineno sabiendo que al disolver

2,8 g en alcohol hasta un volumen de 500 mL se midió una presión

osmótica de 1,2 atm a 20 °C.

14. Los deportistas que practican Runnign suelen consumir bebidas

especiales, como por ejemplo las que muestra la fotografía.

Considerando lo que has aprendido respecto a la presión osmótica:

a. ¿Cuál es la finalidad de su consumo?

b. Con la ayuda del docente explica ¿qué efecto tienen el consumo de

bebidas isotónicas a nivel celular?

15. Por último indica ¿Qué aplicaciones industriales tiene el proceso de osmosis?

Las disoluciones y las mezclas en general

forman parte de nuestra vida cotidiana, pero

¿qué sucede con nuestro organismo? Nuestro

cuerpo tiene mezclas de vital importancia,

como la saliva y la orina, cuya composición

química y función, analizaremos.

La saliva es un líquido claro que se fabrica

en la cavidad bucal continuamente durante las

24 horas del día, cada día del año durante

toda la vida.

Está compuesta por aproximadamente un 95 %

de agua, en la que se disuelve el 5% restante,

formado por sustancias químicas inorgánicas

y orgánicas.

La siguiente tabla, elaborada por la odontóloga

española Carmen Llena Puy, publicada en su

estudio “La saliva en el mantenimiento de la

salud oral y como ayuda en el diagnóstico de

algunas patologías”, resume la composición de

esta mezcla y la función específica que cada

una cumple:

Esta mezcla producida en las glándulas salivales

humedece los alimentos, haciendo que su

deglución sea mucho más fácil. Además, sin ella

la lengua no sería capaz de distinguir los

sabores. Ayuda, gracias a las enzimas, en la

descomposición de los alimentos, combate las

infecciones de la boca, colabora en mantener

los dientes limpios, incluso es vital para hablar

(función de la fonación), pues con una boca con

poca lubricación es difícil hablar; sin

lubricación, imposible.

Mezclas de vital importancia

La orina por su parte, es un líquido de color

amarillento, compuesto por agua y una serie

de sustancias disueltas que el cuerpo no

necesita y elimina mediante este medio, entre

ellas la urea (sustancia formada en el hígado

producto de la degradación del metabolismo

de las proteínas) y algunos minerales, como el

potasio, sodio, cloro, iones de fosfato y sulfato,

además, de ácido úrico y creatinina.

Esta mezcla se forma en los riñones, encargados

de realizar un minucioso trabajo de filtrado de la

sangre, el que puede ser artificialmente

reemplazado por la diálisis, procedimiento

médico que es empleado en pacientes que

presentan una deficiencia renal crónica.

Las funciones de la orina que influyen en la

homeostasis son:

a. Eliminación de sustancias tóxicas

producidas por el metabolismo

celular, como la urea.

b. Eliminación de sustancias tóxicas,

como drogas.

c. El control electrolítico, regulando la

excreción de sodio y potasio.

d. Regulación hídrica o de la volemia para el

control de la tensión arterial.

e. Control del equilibrio ácido-base.

Para la reflexiónHabilidades a desarrollar:- Identificación.- Aplicación.

Lee el texto marcando cada una de las

palabras que no conozcas. Posteriormente,

busca su significado en un diccionario,

vuelve a leer y responde:

1. ¿Qué son los aminoácidos?

2. ¿Por qué la saliva es importante para

la deglución?

3. ¿Qué es un proceso metabólico? ¿Por qué

ambas mezclas (saliva y orina) son

importantes en distintos procesos

metabólicos?

4. ¿Por qué se asegura que la orina cumple

importantes funciones en la homeostasis

del cuerpo?

5. ¿La saliva y la orina son mezclas

homogéneas o heterogéneas?


6. ¿Qué otras mezclas son de vital

importancia en nuestro organismo?

Menciona a los menos dos e investiga

su composición química y función en

el organismo.

Revista Científica

1

2

(1) Parótida

(2) Sublingual

(3) Submandibular

FuncionesLubricación

Antimicrobiana

Mantenimiento de laintegridad de la mucosa

Limpieza

Capacidad tampón yremineralización

Preparación de losalimentos para ladeglución

Digestión

Sabor

Fonación

ComponentesMucina, glicoproteínas ricas en prolina, agua

Lisocima, lactoferrina, lactoperoxidas, mucinas,cistinas, histatinas, inmunoglobulinas, proteínas ricas en prolina

Mucinas, electrolitos, agua

Agua

Bicarbonato, fosfato, calcio, staterina, proteínasaniónicas ricas en prolina, flúor

Agua, mucinas

Amilasa, lipasa, ribonucleasas, proteasas, agua,mucinas

Agua, gustina

Agua, mucina

3

Desarrolla individualmente en tu cuaderno cada

una de las preguntas. Consulta a tu profesor(a) en

caso de duda.

I. Asociación: relaciona los conceptos con las

definiciones enumeradas.


204


a. dispersa i. aire p. agitación

b. soluto j. disolución q. raoult

c. homogénea k. osmosis r. saturada

d. disolvente l. ebullición s. dispersante

e. solubilidad m. heterogénea t. coligativas

f. agua n. mol u. estequiometría

g. mezcla ñ. ebulloscópica v. crioscópica

h. insaturada o. temperatura w. coloide

1. Combinación de dos o más sustancias, donde

cada una conserva su identidad.

2. Tipo de mezcla en la que no es posible

distinguir, a simple vista, sus componentes.

3. Tipo de mezcla que presenta dos o más fases

según la cantidad de componentes.

4. Nombre que reciben las mezclas homogéneas

como “sinónimo”de ellas.

5. Fase dispersante en una disolución química.

6. Tipo de mezcla heterogénea que no presenta

sedimentación.

7. Componente de la disolución presente en

menor cantidad.

8. Medida de la capacidad de una determinada

sustancia para disolverse.

9. Fase de las mezclas que debe disolverse.

10. Disolvente más común en las disoluciones.

11. Factor que afecta la solubilidad de las

disoluciones.

12. Tipo de disolución en la que la cantidad de

soluto está en equilibrio con la capacidad del

disolvente para disolverla.

13. Unidad de carácter atómico que permite

determinar la cantidad de entidades

elementales presentes en la masa de ellas.

14. Disolución de componentes gaseosos presente

en la naturaleza.

15. Fase de las mezclas en la cual uno de los

componentes se disuelve.

16. Factor que permite disminuir el tiempo en el

cual se solubiliza un soluto sólido en un

solvente líquido.

17. Tipo de disolución en la que es posible

agregar mayor cantidad de soluto sin producir

aún la saturación.

18. Punto en el que la presión de vapor de un

líquido se iguala a la presión atmosférica.

19. Constante que indica para cada disolvente el

descenso del punto de congelación de una

disolución 1 molal.

20. Tipo de transporte que se desarrolla mediante

una membrana semipermeable entre

disoluciones de diferente concentración.

21. Propiedades de las disoluciones que dependen

únicamente de la cantidad de soluto presente

en una disolución.

22. Científico que estableció que la presión de

vapor es igual al producto de su presión como

sustancia pura por la concentración (como

fracción molar).

23. Constante que establece el ascenso del punto

de ebullición de una disolución 1 molal.

24. Área de la química que establece la

cantidad y la relación que existe entre los

elementos y compuestos que participan en

una reacción química.

II. Respuesta breve: explica cada afirmación.

1. “No todas las mezclas se pueden clasificar

como disoluciones”.

2. “El disolvente siempre estará en mayor

cantidad que el soluto, incluso en las

disoluciones sobresaturadas”.

3. “Lo semejante siempre disuelve lo semejante”.

4. “El mol es una unidad de carácter químico”.

5. “El efecto de la presión sobre la solubilidad

depende del estado del soluto”.

6. “La solubilidad no es lo mismo que la

concentración”.

7. En una disolución, ambos componentes

deben ser de la misma naturaleza, de lo

contrario es una mezcla heterogénea”

8. “Dos disoluciones acuosas de NaCl de igual

volumen pero diferente concentración,

tendrán puntos de ebullición distintos”.

9. “En un medio isotónico, las disoluciones

separadas por una membrana

semipermeable están en equilibrio”.

10. “Las propiedades coligativas dependen de la

concentración de soluto y no de su naturaleza”.

11. “Una ecuación química no balanceada no

aplica la ley de conservación de la masa”.

Revisa el nivel de logro de los aprendizajes

esperados para este tema. Recuerda ser honesto(a)

al responder. Sólo así podrás revisar aquellos

aspectos que consideras que no han sido

logrados completamente.

Marca con una X el casillero que correponda:




algunos aspectos.


debes seguir trabajando para ello.

Autoevaluación


205

III.Ejercicios: desarrolla en tu cuaderno.

1. ¿Cuántos gramos de ácido nítrico (HNO3) son

necesarios para preparar 60 g de disolución al

80% m/m?2. ¿Qué cantidad de azúcar en gramos es

necesaria para obtener una disolución de

24 mL de concentración 65% m/V?

3. Determina la M de una disolución de

250 mL que contiene 35 g de NaOH

(hidróxido de sodio).

4. Calcula el % V/V de una disolución que se

prepara con 70 mL de etanol y 330 mL de

agua. Asuma volúmenes aditivos.

5. Para preparar medio litro de una disolución

acuosa de cloruro de aluminio (AlCl3)

3% m/V, ¿qué masa del soluto se debe

disolver en agua?

6. ¿Cuántos moles de ácido fluorhídrico (HF) se

deben agregar a 300 g de agua para obtener

una disolución acuosa 4 molal?

7. ¿Cuántos mililitros de disolventes son

necesarios agregar a 2 g de ácido sulfhídrico

(H2S) para formar una disolución 5 % V/V?

Densidad del ácido es 1,3 g/mL.8. Si una solución acuosa de hidróxido de litio

(LiOH) es 7% m/V, ¿qué molaridad presenta?

9. ¿Qué masa de cloruro de sodio (NaCl) es

necesaria para obtener 2 litros de una

disolución acuosa 5 molar?

10. Si una disolución acuosa de ácido clorhídrico

tiene concentración 2M, ¿cuál será su % V/V

si la densidad del agua y del ácido son 1 y

1,2 g/mL, respectivamente?

11. Determina la concentración de una solución

de 300 mL que fue preparada al disolver 5 mL

de otra disolución 3 M.

12. ¿Qué cantidad de agua se debe agregar a

40 mL de disolución 0,6 M para obtener otra

disolución 0,1 M?

13. Balancea las siguientes ecuaciones químicas:

a. HCl(ac)

+ Zn(s)

ZnCl2(ac)

+ H2(g)

b. NaOH(ac)

+ H2CO

3(ac)Na

2CO

3(ac)+ H

2O

(g)

c. C4H

10(g) + O

2(g)CO

2(g)+ H

2O

(g)

d. KCl(ac)

+ H2SO

4(ac)K

2SO

4(ac)+ HCl

(ac)

e. H2(g)

+ O2(g)

H2O

(g)

f. Ba(s)

+ O2(g)

BaO(s)

g. Cl2O

3(ac) + H

2O

(ac)HClO

2(ac)

Aspecto por evaluar L ML PLIdentifico entre diversas sustancias lasmezclas homogéneas de las heterogéneas.

Distingo los componentes de una disolución.

Soy capaz de obtener la concentraciónporcentual de cualquier tipo de disolución.

Puedo preparar disoluciones a diferentesconcentraciones molares modificando lacantidad de soluto y de disolvente.

Puedo obtener la concentración molar deuna disolución a partir de datos indicadosen una situación problema.

Conozco los principios básicos deestequiometría aplicados a las reacciones químicas.

Puedo resolver problemas aplicando lasrelaciones estequiométricas molares,ponderales y de volumen.

Identifico las propiedades coligativaspresentes en una disolución.

Aplico las propiedades coligativas asituaciones cotidianas.

Desarrollé habilidades científicas que mepermiten ir resolviendo las situacionesnuevas a las que me enfrento diariamente.Valoré el conocimiento entregado por laquímica sobre las disoluciones para aplicarloa situaciones cotidianas de la vida real.

Observa con atención los aspectos que has

evaluado como ML y PL. Coméntalos con tu

profesor(a) y establece en conjunto con él o ella

las estrategias que te permitirán lograr (L) los

aspectos identificados.

TEMA 2

206


Ácidos y basesEn las disoluciones se establece una competencia de interacciones entre las

moléculas del disolvente y las del soluto, donde las interacciones moleculares

dependen directamente de la estructura de las especies participantes; por lo tanto,

es relevante la naturaleza del soluto respecto a su polaridad y capacidad de

ionización, tal como se estudió en el Tema 1 de esta Unidad. Entre los conceptos

que revisaremos están:


• Concepto de acidez y

de pH.

• Estimación de la acidez

de disoluciones acuosas.

• Fuerza relativa de ácidos

y bases.

• Neutralización.

• Disoluciones

amortiguadoras.

Y para comenzar...

Es común que utilicemos el término ácido para clasificar algunas sustancias. Las

preguntas que espontáneamente podemos hacer a partir de esto es ¿por qué?,

¿qué criterio se utiliza para decir que algo es ácido?, ¿todo aquello que no es

ácido es entonces básico?

1. Observa las imágenes atentamente y clasifica las especies allí mostradas

como ácidas, básicas o neutras, según corresponda.

2. Indica cuál es el criterio que empleaste para catalogarlas.

3. ¿Qué otros ejemplos puedes agregar de sustancias ácidas o básicas?

4. ¿Cuál crees que será su utilidad?

5. ¿Qué sucederá al mezclar un ácido con una base?

(1) (3) Escala de pH Mantienen el pH

(2) (4)Por presenciade iones H+

Como elbicarbonato

de sodio

Ácidos y bases

Figura 1. Tableta de antiácidoen agua.

secaracterizan

por

sedefinen

se determina suconcentración

existen disolucionesamortiguadoras

Ácidos y bases

TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES

207

Estudiaremos:

- Características operacionales de ácidos y bases.

Introducción

Los ácidos y las bases son sustancias que están presentes en el equilibrio

interno de los seres vivos. Las características que experimentalmente permiten

clasificarlas, considerando su sabor, reactividad, entre otros, serán estudiadas

en el presente laboratorio con el objetivo de reconocer un ácido y una base

por reactividad.


Observa atentamente la tabla que a continuación se presenta. En ella se

describen algunas características operacionales de estas sustancias.

CIENCIA EN ACCIÓN

Habilidades a desarrollar:- Observación.- Identificación.- Clasificación.


• Un gotario.

• Dos pipetas de 5 o

10 mL.

• Una pinza de madera.

• Papel tornasol.

Reactivos

• 10 mL de hidróxido de

sodio (NaOH) 1M.

• 10 mL de ácido

clorhídrico (HCl) 1M.

• Dos granallas de cinc.

• Fenolftaleína.

Materiales


De acuerdo con la información entregada en la tabla, plantea preguntas de

investigación para las siguientes sustancias: HCl y NaOH.


Establece las hipótesis que posteriormente someterán a comprobación.


Ensayo 1: Reacción con metales

1. En dos tubos de ensayo distintos, dispón de 2 mL de HCl y NaOH,

respectivamente.

2. A cada tubo agrega una granalla de cinc y registra tus observaciones.

Ensayo 2: Reacción con grasas

1. Repite el paso 1 del ensayo anterior.

2. A cada tubo agrega un trozo pequeño y equivalente de grasa. Registra

tus observaciones.

Ensayo 3: Fenolftaleína

1. Repite nuevamente el paso 1 del ensayo 1.

2. A cada tubo agrega dos gotas de fenolftaleína y registra tus observaciones.

3. Reúne el contenido de ambos tubos en uno solo. ¿Qué observas?

Ensayo 4: Papel tornasol

1. Sobre una hoja de papel blanco, dispón dos trozos de papel tornasol.

2. Sobre uno de ellos deposita una gota de HCl y sobre el otro una gota de

NaOH. Registra tus observaciones.

Criterios operacionales ÁCIDOS BASESSabor Cítrico Amargo

Reacciones características Reacciona con metales No reacciona con metales

No reacciona con grasa Reacciona con grasa

En presencia de fenolftaleína Permanece incoloro Se torna fucsia.

208



Registra las observaciones del trabajo experimental en tu cuaderno.


Ordena las observaciones en la siguiente tabla.


1. Considerando las observaciones y la información entregada respecto al

comportamiento operacional de los ácidos y bases, clasifica cada una

de las sustancias.

2. ¿Cuál de los ensayos te parece más apropiado para reconocer ácidos o

bases? Justifica tus respuestas.

3. ¿Cómo explicas lo observado al reunir en un sólo recipiente las muestras

con fenolftaleína?

4. Según el color del papel tornasol, ¿cuál es el pH de las especies?

5. Investiga qué es el pH.

6. ¿Por qué se recomienda unir el NaOH con el HCl para eliminarlos?


Puedes concluir respecto a las propiedades operacionales para identificar

ácidos y bases escribiendo en el cuaderno la información que resuma estos

conceptos. Posteriormente elabora un informe científico.


Junto a tus compañeros y compañeras evalúa el trabajo realizado. Para ello

propongan preguntas respecto a los aprendizajes esperados y respondan si:

- ¿Lograron a través de esta actividad desarrollar las habilidades propuestas?

- ¿Consideran que los ensayos realizados permiten identificar fácilmente un

ácido o una base?

PRECAUCIÓN:

Trabaja con cuidado, ya que

estarás en contacto con dos

sustancias que producen

quemaduras. No tomes

contacto directo con ellas. Si

eso sucede, consulta a tu

profesor o profesora.

Para agregar volúmenes de

estas sustancias, toma los tubos

con las pinzas de madera.

CUIDA EL AMBIENTE:

Una vez terminada las

experiencias, trasvasija el

NaOH a sus respectivos

tubos de HCl, homogeniza

agitando suavemente. Luego

elimina las mezclas por el

desagüe, pues tendrán un pH

prácticamente neutro.

Al escribir un informe científico debes considerar un protocolo de

escritura. Revisemos cuáles aplicas en tu quehacer diario y con qué

frecuencia lo haces.

Ensayo HCl NaOH1

2

3

4

Indicadores de escritura para hacerun informe o reporte científico Sí A veces No

Organizar previamente la estructura que se le dará al informe escrito.Estructurar el informe con las siguientes partes: portada, introducción,marco teórico, diseño experimental, resultados y organización de losdatos, análisis de los resultados, conclusiones y bibliografía.Desarrollar las ideas en un 60 % para retomarlas nuevamente.Presentar claramente las ideas de forma sencilla para que seanentendidas por cualquier lector.Realizar un seguimiento del hilo conductor de las ideas escritas paracompletar el trabajo escrito en un 100 %.Adecuar el vocabulario para que sea leído por el lector en tercera persona.


209

Lo cítrico y lo amargoEn las disoluciones se establece una competencia de interacciones entre lasmoléculas del disolvente y las del soluto, donde las interacciones molecularesdependen directamente de la estructura de las especies participantes; por lotanto, es relevante la naturaleza del soluto respecto a su polaridad y capacidadde ionización, tal como se estudió en el Tema 1 de esta Unidad.

Se ha estudiado que las interacciones entre moléculas apolares son muydébiles, mientras que entre moléculas polares son más intensas por laformación de puentes de hidrógeno, a su vez son más fuertes, y las queocurren entre moléculas y iones más fuertes aún.

Así, cuando se disuelve un sólido o un líquido las unidades estructurales(iones o moléculas) se separan unas de otras y el espacio entre ellas pasa aser ocupado por las moléculas del disolvente.

En disolución se reconocen dos tipos de solutos: los electrolitos y los noelectrolitos.Los primeros se disocian en disolución fácilmente; lo segundos no lo hacen.Las disoluciones electrolíticas contienen solutos iónicos o polares endisolventes polares, y en algunos casos pueden disociarse completatamentey en otros, parcialmente, lo que les permite conducir electricidad.

Las disoluciones no electrolíticas presentan compuestos apolares (comosoluto y disolvente), razón por la cual no se produce disociación, sinodispersión; por lo tanto, no conducen electricidad.Entre las especies que en disolución presentan el comportamientoelectrolítico se encuentran las sustancias conocidas como ácidos y bases, deimportancia fundamental en la industria química y en nuestro propiocuerpo. De hecho, la digestión de los alimentos, el proceso de respiración yla función de la sangre, entre otros, son fenómenos ácido-base.

Algunas sustancias de naturaleza ácida y básica.

RecuerdaLa atracción ión - dipolose presenta entre un ióny el agua, por ejemplo:

Anión – agua

Catión – agua

210


Teorías ácido - baseLos ácidos y las bases fueron definidos por primera vez por el científicosueco Svante Arrhenius en 1887 en su teoría “disociación iónica”, en laque establecía que hay sustancias (electrolitos) que en disolución sedisocian en cationes y aniones. Se entenderá entonces que:

a. El ácido es aquella sustancia que en disolución acuosa libera iones dehidrógeno (H+) (el que se denomina comúnmente como protón, pues alperder el único electrón presente en su estructura, sólo queda constituidopor un protón) según la ecuación general:

HA(ac) H+(ac) + A–

(ac)

Por ejemplo: HCl(ac) H+(ac) + Cl–(ac)

Svante A. Arrhenius (1859 - 1927),científico sueco realizó el gradoacadémico doctoral en laUniversidad de Uppsala, de dondese recibió en 1884. Durante susestudios investigó las propiedadesconductoras de las disolucioneselectrolíticas, formulando en sutesis doctoral la “teoría dedisociación electrolítica” por la cualse le otorgó el Premio Nobel deQuímica en 1903.

b. Base es la sustancia que en disolución acuosa se disocia, liberandoaniones de hidroxilo (OH–) según la ecuación general:

BOH(ac) B+(ac) + OH–

(ac)

Por ejemplo: Na OH(ac) Na+(ac) + OH–

(ac)

Otra de las teorías fundamentales en ácidos y bases es la que plantearon en1923 los químicos Johannes Brönsted y Thomas Lowry, en formaindependiente, en la cual señalaban:

a. Ácido: es una sustancia que en disolución puede donar protones(iones H+).

b. Bases: es la sustancia que en disolución capta protones (iones H+).

MolecularmenteEcuación:

Molecularmente

Ecuación:

NaOH

NaOH

Na+ + OH–H2O

HCI

CIHO

H2OH+ + Cl–

En medio acuoso


211

A diferencia de la teoría de Arrhenius, la de Lowry-Brönsted plantea que lassustancias ácidas y básicas que existen reaccionan, no sólo en medio acuoso,sino que ambas especies son complementarias entre sí al establecer unarelación de donación (ácido) y aceptación (base) de iones de hidrógeno.

Por lo tanto, los ácidos y bases tienen un comportamiento general que seexplica en el siguiente esquema:

ÁCIDO (HA) BASE CONJUGADA (A–)

ÁC. CONJUGADO (HB+)BASE (B)

– H+

+ H+

+ H+

– H+

Por ejemplo:H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4

–

HCO3– + H2O H2CO3 + OH–

El amoniaco (NH3) es empleado como abono y es producido naturalmenteen el suelo por bacterias, las plantas y animales en descomposición y porsus desechos.

La fertilidad del suelo aumenta por la acción del agua sobre el amoniaco yla formación del ion amonio según la reacción:

NH3 + H2O NH4+ + OH–

En la reacción, el H2O dona H+, formando el OH– (ion hidróxido), protónque es captado por el NH3 (base), que forma el NH4

+. El agua se comportacomo un ácido.

El HCl del estómago en presencia de agua se comporta según la siguienteecuación:

HCl + H2O H3O+ + Cl–

El agua recibe H+ proveniente del HCl, convirtiéndose en H3O+ (ion

hidronio) y el HCl en Cl–. El agua se comporta como una base.

Entre otras cosas, algo que llama la atención es el comportamiento delagua… ¿es una base o es un ácido? En la reacción del amoniaco (NH3), sucomportamiento es ácido, en cambio en la reacción del HCl es base, esdecir, tiene un comportamiento anfótero. Esto es propio de las sustanciasque pueden actuar como bases y como ácidos.

212


Ionización del aguaEl agua pura es un electrolito muy débil, es decir, presenta unaconductividad eléctrica muy baja que se puede medir con aparatos muysensibles. El fenómeno anteriormente descrito indica que en el agua debenexistir iones y, por lo tanto, puede ionizarse, aunque sea en pequeñaproporción. En ese contexto, y considerando que el agua es anfótera, seestablece que el agua es capaz de autoionizarse, actuando como ácido ybase, según la reacción:


Las reacciones ácido-basese encuentran agrupadasjunto a la reacciones redoxcomo reacciones detransferencia, puesdependen de latransferencia de H+ desdelas especies ácidas a lasbásicas. Las reaccionesredox, en tanto,intercambian electronesentre los reactantes graciasa la absorción o liberaciónde energía eléctrica.


Existen diversas sustancia,que gracias a su cambio decolor en disolución deácidos o bases pueden seridentificadas. La máscomún es la fenolftaleína,que vira de color desde elincoloro en los ácidos hastael fucsia en las bases. Otrasson: el naranja de metilo, elazul de metileno, el rojo demetilo, que vira del rojo endisolución ácida hasta elamarillo en básica.Y entrelas sustancias naturalesmás comunes está el jugodel repollo morado.

En nuestro organismo, una de cada 10 millones de moléculas de agua estánionizadas en iones H+ y OH–, los que a su vez ionizan a los mineralespresentes en el agua para formar reacciones químicas activas en ausencia delas cuales no hay subsistencia orgánica. De allí la importancia de beber aguay de que ésta se ionice.

La expresión de la constante de ionización quedará expresada como:

K =

Sabiendo que la concentración del agua es prácticamente constante, laexpresión anterior será:

K · [H2O] = [ H+] · [OH–]

Si Kw = [H+] · [OH–], entonces[OH–] = Kw / [H+] y [H+] = Kw / [OH–].Las ecuaciones para [H+] y [OH–] se obtienen al despejar Kw.

El valor de la constante del agua (Kw) es 1 · 10–14, de allí que las relacionesde concentración entre H+ y OH– tengan el límite Kw.

[H+] · [OH–][H2O]

H20 (l) + H20 (l) H3O+ + OH–

Base Ácido Ácido Base

conjugado conjugada

H H +H H–+

H H

H

H

+O: O:O :O::

:::

Base Ácido Ácidoconjugado

Baseconjugada

H2O(ac) H+(ac) + OH–

(ac)H2O

Lo que es posible representar por ecuación iónica como:

En http://www.aula21.net/Nutriweb/pagmarco.htm podrás encontrar más

información sobre el agua.


213

Habilidades a desarrollar:- Asociación.- Interpretación de datos.

1. Observa y completa en tu libro la siguiente tabla:

[ H+] > [OH–]

[H+] < [OH–]

2.¿Qué indican los distintos valores de concentración de [H+] y [OH–]?

3. Si aquellas disoluciones que presentan mayores concentraciones de [H+]

que de [OH–] se denominan ácidas, mientras que las que presentan

mayores concentraciones de [OH–] que de [ H+] son básicas y las que

igualan las concentraciones de ambas especies tienen comportamiento

neutro, entonces, identifica las siguientes disoluciones como ácidas,

básicas o neutras:

a. Si el café tiene una concentración de iones [H+] = 1 · 10–5

b. Si un vaso de leche tiene una concentración de [OH–] = 1 · 10–8

c. Si la pasta dental tiene una concentración de iones [H+] = 1 · 10–10

d. Si la leche de magnesia tiene una concentración de [OH–] = 1 · 10–3

4. Ordena las sustancias del punto 3 desde lo más básico hacia lo más ácido.

5. Las propiedades físicas, químicas y biológicas del suelo están

influenciadas por la acidez o basicidad del medio, que a su vez

condicionan el uso agronómico del suelo. Así, la mayoría de las plantas

prefieren rangos de [H+] de 3,1 · 10–6 a 3,1 · 10–8 pero algunas especies

prefieren suelos ácidos o alcalinos. Sin embargo, cada planta necesita un

rango específico de pH, en el que poder expresar mejor su potencialidad

de crecimiento. La acidez o basicidad del suelo influye en los procesos de

humificación, crecimiento vegetal, movimiento y disponibilidad de los

nutrientes o los procesos de intercambio catiónico. Dado estos

antecedentes, ¿Qué puedes deducir de las siguientes preguntas?

a. ¿Cómo influye la acidez o basicidad de los suelos?

b. ¿Qué efectos crees que benefician o perjudican a las plantas si

aumenta o disminuye la concentración de iones [H+]?

Kw [ H+] · [OH–]1 · 10–14 1 · 10–1 1 · 10–13

1 · 10–14 1 · 10–2 1 · 10–12

1 · 10–14 1 · 10–11

1 · 10–14 1 · 10–4

1 · 10–14 1 · 10–5 1 · 10–9

1 · 10–14 1 · 10–8

1 · 10–14 1 · 10–7 1 · 10–7

1 · 10–14 1 · 10–8

1 · 10–14 1 · 10–5

1 · 10–14 1 · 10–10

1 · 10–14 1 · 10–3

1 · 10–14 1 · 10–12

1 · 10–14 1 · 10–13 1 · 10–1

DESAFÍO

CIENTÍFICO

214


Concepto de pHComo hemos observado, las concentraciones molares de iones hidrógeno yiones hidroxilo son valores muy pequeños, y con el fin de no trabajar connúmeros en notación científica, es que se aplica a las concentraciones elconcepto de logaritmo (log). Es una función matemática que elimina labase de la potencia y permite interpretarla mediante números enteros odecimales sencillos. Como en este caso los exponentes son negativos, seaplicará el logaritmo negativo (-log) para obtener números positivos.

En química, el logaritmo negativo (-log) se simboliza como “p”, de allí nacela equivalencia:

pH = - log [H+]donde [H+] representa la concentración molar de iones de hidrógeno.

En consecuencia, se definirá pH como el logaritmo decimal de laconcentración de iones en moles/litros o, en un lenguaje más simple, comola medida de la concentración de H+ presente en una disolución.Un medio mecánico de determinar el pH de una sustancia es el peachímetro,ampliamente empleado en la determinación exacta de pH y su comportamiento.

Figura 6. Peachímetro es un instrumento paramedir la acidez o basicidad de una disolución.

Soren Sorensen (1868 - 1939),químico danés, fue quien en 1909introdujo el concepto de pH comoel “potencial de hidrógeno”correspondiente al logaritmonegativo de la actividad de iones hidrógeno.


Una potencia estáconstituida por una base yun exponente.Am donde A= basem=ExponenteAsí, la expresión 2 · 105

significa: multiplicar el 10por sí mismo 5 veces y elresultado multiplicarlo por 2, entonces 2 · 105 esigual a 200.000.

Si se aplica el logaritmo negativo (–log) a la concentración del hidrógeno[H+] se obtendrá:

[H+] pH1 · 10–1 11 · 10–2 21 · 10–3 31 · 10–4 41 · 10–5 51 · 10–6 61 · 10–7 71 · 10–8 81 · 10–9 91 · 10–10 101 · 10–11 11

1 · 10–12 121 · 10–13 131 · 10–14 14

NEUTRO

ÁCIDO

BASE


215

La escala de pH asigna valores específicos a los ácidos y bases, entendiendoque finalmente dichos valores hacen referencia a la concentración de iónhidrógeno. Por ejemplo, al indicar que el jugo de tomate presenta un pHigual a 4, podríamos decir que:

1. Es una sustancia ácida.2. Al ser el pH igual a 4, podemos observar que la concentración de

H+ es 1 · 10–4

3. Como la Kw del agua es 1 · 10–14 y la de H+ es 1 · 10–4, la concentración deOH– es 1 · 10–10, es decir, el pOH es 10.

Un gran número de las sustancias que empleamos comúnmente, así comolos fluidos corporales más importantes, tienen un pH específico en directarelación con su función o efecto sobre otras sustancias.

Figura 7. Representación del pH de algunas sustancias comunes.

Como podrás darte cuenta, existe una relación entre [H+] y [OH–] quedepende de la constante del agua (Kw). Esta misma relación se puedeestablecer en función del pH. Aplicaremos el logaritmo negativo a Kw, luego:

– log Kw = – log 1 · 10–14

Donde – log es “p”, por lo tanto – log Kw = pKw = 14.

Así; pKw = pH + pOH

Ejemplo: Si el pH de una disolución es 8, el valor de pOH es 6, pues:

pKw = pH + pOH14 = 8 + x14 – 8 = x

6 = x

En síntesis, existen tres tipos de sustancias según la concentración de [H+]y, por ende, del valor del pH; éstas son:

Ácidas [H+] > 10–7 M pH < 7Básicas [H+] < 10–7 M pH > 7Neutras[H+] = 10–7 M pH = 7

MÁS QUE QUÍMICA

La saliva, de pH normal7,1 aproximadamente, yque presenta una altaconcentración decarbonatos y fosfatos,además de intervenir enla masticación yrecubrimiento de losalimentos de enzimas quefacilitan la transformacióndel almidón contenido enellos, impide laproliferación de bacterias,jugando un papelimportantísimo en lahigiene bucal, pues actúaestabilizando el pH de laboca, haciéndolodescender a rangos ácidosque dañan el esmaltedental, acción favorecidapor el consumo deazúcares refinadasconcentradas.


El pH es tan importantepara los seres humanoscomo para otros seresvivos. Por ejemplo, lahydrangea macrophylla esuna planta quedependiendo del pH delsuelo florece de color azulsi el suelo tiene pHmenores a 7 o roja si tienepH mayores a 7.

En http://www.chembuddy.com/?left=pH-calculation&right=toc podrás

desarrollar cálculos de pH para diferentes disoluciones.

aumento de la acidez

HCI jugosgástricos

limón

cervezapan

orina

leche

bicarbonatosódico

detergentes amoniaco hidróxidosódico

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

aumento de la alcalinidad

Neu

tro

plasma sanguíneo,sudor, lágrimas

216


Habilidades a desarrollar:- Interpretación de datos.- Clasificación.- Aplicación de conceptos.- Resolución de problemas.

DESAFÍO

CIENTÍFICO1. Define los siguientes conceptos:

a. Ácido de Arrhenius.

b. Ácido de Lowry - Brönsted.

c. Base de Arrhenius.

d. Base de Lowry- Brönsted.

e. Sustancia neutra.

2. Explica brevemente.

a. ¿Por qué se indica que el agua es una especie anfótera?

b. ¿Qué es la ionización y qué el producto iónico del agua?

c. ¿Cómo se establece la escala de pH?

d. ¿Por qué una sustancia de pH 3 se clasifica como ácida y no como básica?

3. En tu cuaderno escribe las siguientes ecuaciones e identifica en ellas las

sustancias ácidas, básicas y las especies neutras si corresponde.

a. HNO3(ac)

+ H2O

(l)H

3O+

(ac) + NO–

3(ac)

b. KOH(ac)

K+(ac)

+ OH–(ac)

c. HClO4(ac)

+ H2O

(l) H

3O+

(ac)+ ClO–

4(ac)

d. HF(ac)

H+(ac)

+ F–(ac)

e. LiOH(ac)

Li+(ac)

+ OH–(ac)

f. CH3COOH

(ac)+ NH

3(ac)CH

3COO–

(ac)+ NH+

4(ac)

g. H2SO

4(ac)+ H

2O

(l) HSO–

4(ac)+ H

3O+

(ac)

4. Si el pH de una disolución es 9, ¿cuál es la concentración de iones

hidrógeno y de hidroxilo?

5. Si otra disolución tiene pH 5, ¿cuál es la concentración de iones

hidrógeno y de hidroxilos presentes en ella?

6. ¿Cuál es el pOH de una disolución de pH igual a 4,5?

7. Si el pH de una disolución es 8, determina el valor del pOH y del [H+] y [OH–].

8. Clasifica las siguientes sustancias como ácidas, neutras o básicas.

a. Colonia c. Leche e. Agua destilada

b. Jugo de limón d. Jugo de naranja

9. Completa en tu libro la siguiente tabla.

10. Estima el comportamiento y concentración de los siguientes fluidos

humanos, según los datos entregados en la página anterior.

a. Orina c. Saliva e. Jugo gástrico

b. Sangre d. Lágrimas

RecuerdapH = – log [H+]Kw = [H+]·[OH–]pOH = – log [OH–]14 = pH + pOH

Tipo de especie pH pOH [H+] [OH –]11 3

Base 10 1 · 10–4

1 · 10–4

7

1 · 10–9

Ácido 2


217

Fuerza relativa de ácidos y basesComo hemos visto, los ácidos y las bases se disocian en disolución, pero ¿sedisociarán con la misma intensidad todas las especies? Es precisamente eneste punto en el que podemos distinguir los electrolitos fuertes de losdébiles, es decir, aquellos que se disocian completa o totalmente, deaquellos que sólo lo hacen en forma parcial.

Los electrolitos fuertes son los ácidos y bases fuertes y los electrolitosdébiles, los ácidos y bases débiles.

La siguiente imagen representa la diferencia entre ambos conceptos.

[HA]

Ácido fuerte

Inicial Final

[H+] [HA][A-][H+][A-]

[HA] [HA]

Ácido débil

Inicial Final

[H+] [H+][A-] [A-]

a.

b.

Figura 8. Representación del comportamiento de un ácido fuerte y un ácido débil.

Como puedes apreciar en la figura, el ácido o la base fuerte se convierte eniones en su totalidad, no así las especies débiles, en las cuales una pequeñaporción da origen a los productos.

Un criterio teórico para distinguir la fuerza de un ácido es su constante deacidez (Ka), expresión que relaciona la concentración de los reactantes y delos productos. Si ésta (Ka) es mayor a 1 (Ka > 1) se indica que el ácido esfuerte y estará disociado casi en su totalidad (100%); por el contrario, si Ka < 1, el ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado (no el 100%).

218


En las bases, la constante que relaciona las concentraciones de susproductos y reactantes en reacción se denomina de “basicidad”(Kb).Ambas constantes (Ka y Kb) se relacionan en la expresión de la constantedel agua (Kw) de la forma:

Kw = Ka · Kb

Esta relación es utilizada para determinar el valor de Kb , pues Kw es un valorconocido y el de Ka se encuentra tabulado para cada ácido conocido. Lasiguiente tabla muestra el Ka de algunos ácidos débiles.

Fórmula Ka pKa

H3PO4 7.5 · 10–3 2.12

HF 3.5 · 10–5 4.46

NH4+ 5.7 · 10–10 9.24

MÁS QUE QUÍMICA

A lo largo de la mucosadel estómago seencuentran diseminadasunas glándulas quesegregan el jugo gástricoformado por la enzimapepsina y el ácidoclorhídrico (HCl). Lascélulas que yacen en lasparedes del estómagoproducen la mucina, quecumple una acciónlubricante y protectora,pues la presencia del HClen el jugo gástrico haceque éste alcance pH de1,5, haciendo de estelíquido uno de los másácidos del planeta.

Como ya hemos visto, los ácidos al disociarse (separarse en suscomponentes, formando un anión y un catión) forman una base y las basesun ácido, por ejemplo:

Allí se puede observar que el HCl (ácido fuerte) tiene la base conjugada Cl–,y la base NH3 (base fuerte) el ácido conjugado NH4

+.

La fuerza relativa de las especies en los productos es el opuesto a lasespecies presentes en los reactantes, es decir, los ácidos o bases fuertesproducen ácidos o bases débiles.

Ácido fuerte

Base fuerte

Ácido débil

Base débil

Base débil

Ácido débil

Base fuerte

Ácido fuerte

Produce

Produce

Produce

Produce

Ácido Ácidoconjugado

Base Baseconjugada

HCl(ac) + NH3(ac) Cl–(ac) + NH+4(ac)

En http://www.fisicanet.com.ar encontrarás ejercicios de disoluciones y

ácido-base para resolver.


219

Cálculo de pH en ácidos y bases fuertes y débiles

En las especies fuertes, el cálculo de pH o de pOH depende directamente dela concentración inicial de las especies y su comportamiento, pues laconcentración de [H+] y de [OH–] en disociación será igual a la concentracióninicial de la especie. Observa con atención el siguiente ejemplo:

Se determina a continuación el pH de una disolución 0,1 M de HCl.

Reacción química HCl(ac) H+(ac) + Cl–(ac)

Estado inicial 0,1 M ------ ------

Estado final ----- 0,1M 0,1 M

La concentración de [H+] disociado es igual a la concentración inicial de laespecie fuerte; por lo tanto:pH = –log [H+]donde [H+] es la concentración inicial de HCl y, por lo tanto,pH = –log 0,1pH = 1

Este efecto se produce en todas las especies fuertes, independiente de suclasificación como ácidos o bases.Por ejemplo: se determina a continuación el pH de una disolución 0,02 Mde NaOH.

Reacción química NaOH(ac) Na+(ac) + OH–

(ac)

Estado inicial 0,02 M ------ ------

Estado final ----- 0,02M 0,02 M

pOH = –log [OH–]pOH = –log 0,02pOH = 1,69Aplicando:pH + pOH= 14Se puede establecer el valor del pH como:pH = 14 - pOH pH = 14 - 1,69pH = 12,31

En http://www.educared.net puedes resolver ejercicios relacionados con el

cálculo de pH.

Habilidades a desarrollar:- Interpretación de datos.- Resolución de problemas.

1. Determina el pH para las siguientes especies:

a. HF 0,03 M

b. LiOH 0,5 M

c. HNO3

0,067 M

2. ¿Cuál de las sustancias anteriores es más ácida?

DESAFÍO

CIENTÍFICO

220


Ácidos y bases débilesEn estas especies la disociación no es completa, razón por la cual laconcentración de [H+] y de [OH–] no será igual a la concentración inicialde la especie.

Revisa con atención el siguiente ejemplo:Se determina a continuación el pH de una disolución 1,5 M de CH3COOHque tiene una constante de disociación de 1,8 · 10–5.

Reacción química CH3COOH(ac) H+(ac) + CH3COO–

(ac)

Estado inicial 0,015 M ------ ------

Estado final 0,015 – x x x

Especie Ka Disociación [H+] [OH–] Fórmula

Ácido fuerte Ka>1 100 % = Co [H+]>[OH–] pH = –log [H+]

Base fuerte Kb>1 100 % [H+]<[OH–] = Co pOH = –log [OH–]

Ácido débil Ka<1 menor al 100 % x [H+]>[OH–] pH = –log Ka · Co

Base débil Kb<1 menor al 100 % [H+]<[OH–] x pOH = –log Kb · Co

MÁS QUE QUÍMICA

El vinagre presenta unaalta concentración de ácidoacético (3 a 5%), lo que leotorga un sabor cítrico.

Ácidos débiles como elcítrico, pirúvico, oxálico,acético y tartáricocumplen importantesfunciones en elmetabolismo del cuerpo y se encuentran en frutasy verduras.El piruvato, por ejemplo,es un subproducto delmetabolismo de laglucosa, utilizado paraproveer energía gracias alciclo de Kreb; el oxálicoestá presente en lasespinacas y el zumo de lauva, y el ácido cítrico, unode los mejoresantioxidantes, seencuentra en naranjas y limones.

Se observa que [H+] = x

La expresión para Ka =

Al reemplazar los valores:

Ka =

Como x es despreciable por ser una cantidad mínima, así:

Ka =

Al despejar x se obtiene

, que se puede plantear en términos generales como:

x = [H+] = 5,2 · 10–4

Entonces el pH será:pH = - log 5,2 · 10–4

pH = 3,28

Asimismo, las bases presentan igual comportamiento, razón por la cual elpOH será:

donde Co corresponde a la concentración inicial.

En síntesis, para calcular el pH y pOH de una especie se debe considerar lafuerza relativa de las especies de acuerdo con el siguiente cuadro resumen.

pOH = – logdKb · Co

x = d 1,8 · 10–5 · 1,5 · 10–2

pH = – logdKa · Co

x = d Ka · 0,015

x2

0,015

x · x0,015 · x 0

[H+] [CH3COO–][CH3COOH]


221

Habilidades a desarrollar:- Interpretación de datos.- Resolución de ejercicios

y problemas.- Aplicación de conceptos.- Predicción.

1. Determina el pH de las siguientes disoluciones:

a. Una disolución de ácido clorhídrico (HCl) 0,051 M.

b. Del ácido fluorhídrico (HF) 0,057 M de Ka 3,5 · 10– 5.

c. De una disolución de ácido nítrico (HNO3) 0,01 M.

d. El amoníaco (NH3) 0,067 M en agua forma el ión amonio (NH

4+) y

ión hidronio.

e. Del KOH 0,35 M.

2. Para obtener la concentración a partir del pH o el pOH debes aplicar la

siguiente expresión, respectivamente:

[H+] = 10–pH y [OH–] = 10–pOH

Obtén la concentración de las siguientes disoluciones:

a. Una taza de café que tiene un pH 5.

b. Una limonada de pH 4,2.

c. Un vaso de leche de pH 6,5.

d. Una taza de té de pH 5,5.

e. Un vaso de sal de fruta antiácido de pH 9.

3. Establece la ecuación química de las reacciones entre:

a. H2SO

4y KOH b. HNO

3y LiOH c. HCl y Ca(OH)

2

4. Predice el comportamiento de cada una de las sustancias del punto 3.

5. Los ácidos y bases tienen importantes usos en la agricultura. Los ácidos

sulfúrico, nítrico y fosfórico se usan en la fabricación de fertilizantes. Lo

mismo el amoníaco, que es materia prima para la producción de abonos

como los nitratos. Otro importante factor para mejorar los cultivos es,

también, regular el pH de los suelos. Cuando el pH de la tierra es ácido, los

agricultores neutralizan los suelos, poniéndoles carbonato de calcio CaCO3.

El ión carbonato CO3

–2 actúa como base neutralizando el medio ácido. De

acuerdo con esta información, intenta presentar las ecuaciones químicas

del proceso.

6. Si usamos agua dura para cocinar, las sales de calcio y magnesio no son

arrastradas por el vapor de agua que se desprende, sino que se acumulan al

fondo de las ollas, formando el conocido sarro. Esto dificulta la transmisión

del calor del metal al agua, por lo cual se necesita gastar más energía para

la cocción de los alimentos. Cuando se utiliza agua dura para lavar,

observamos que el jabón no se junta con el agua, decimos que el jabón se

corta y necesitamos disolver una gran cantidad de jabón en el agua hasta

conseguir la disolución jabonosa necesaria para el lavado. La dureza

temporal del agua se puede controlar, en gran escala, añadiendo hidróxido

de calcio. Representa este proceso a través de ecuaciones químicas.

7. El funcionamiento de las industrias, los vehículos motorizados y nuestros

propios hogares, liberan al aire una mezcla de gases nocivos que provocan

el problema ambiental conocido como lluvia ácida. Debido a que el agua

de lluvia disuelve el CO2, SO

3y los de nitrógeno atmosférico que producen

ácido carbónico, ácido sulfúrico y ácido nítrico respectivamente.

Representa mediante ecuaciones químicas.

DESAFÍO

CIENTÍFICO

222


NeutralizaciónAl reaccionar un ácido y una base se produce una neutralización, en la cual esposible constatar la formación de una sal y de agua, según el mecanismo general:

ÁCIDO + BASE SAL + AGUA

Al obtenerse una sal neutra, el pH de los productos es cercano a 7,0, lo queciertamente depende de la fuerza de las especies que reaccionan.

Lo anterior se explica al recordar que los ácidos liberan iones hidrógeno y lasbases iones hidroxilos, los que al combinarse dan origen al agua. Por ejemplo:

HCl + NaOH NaCl + H2O

En la práctica, la obtención del punto de neutralización de una sustanciatiene diversas aplicaciones, siendo la más básica y primordial la deestablecer mecanismos que permitan “restringir”la acción de una base o unácido; por ejemplo, en quemaduras o cuando nos “arde el estómago”o en lapicadura de un insecto o al neutralizar el olor.

En la práctica experimental, la volumétrica de neutralización permiteobservar el comportamiento del pH de sustancias ácidas o básicas poradición de otra especie.

Dicha medición se puede realizar empleando un mecanismo instrumentalbásico, como el que muestra la figura 9, en el cual se deposita la sustanciapor neutralizar en el matraz de erlenmeyer y la especie que neutralizará en la bureta.

Si se neutraliza una base, se ubica en el matraz de erlenmeyer y el pHexperimenta el comportamiento descrito en el gráfico (A).

En el gráfico se observa que el pH disminuye en la medida que el volumende ácido agregado aumenta, pasando por el punto de neutralización(pH=7), para alcanzar un pH ácido. En la valoración se produce la existenciade tres momentos de concentración:

[OH–] > [H+] [OH–] = [H+] [OH–] < [H+]

Por el contrario, si la especie titulada es el ácido, la curva de titulación serála presentada en el gráfico B de la figura 10. En ella se observa el cambio deun pH ácido hasta un pH básico, produciéndose una varación deconcentración que puede resumirse como:

[OH–] < [H+] [OH–] = [H+] [OH–] > [H+].

MÁS QUE QUÍMICA

La disolución dehidróxido de aluminio(Al(OH)3) e hidróxido demagnesio (Mg(OH)2) esla más utilizada paraaliviar la pirosis, másconocida como acidezestomacal, pues alcombinarse con el ácidodel jugo gástricoreacciona formandoporciones de sal y aguaque aumentan el pH.

Figura 9. Montaje para unavaloración ácido-base.

Figura 10. Representación gráficade una curva de valoración de unabase (A) y de un ácido (B).

121086420

pH

pH

121086420

20 40 60 80 100 120

20 40 60 80 100 120

En http://perso.wanadoo.es/cpalacio/acidobase2.htm encontrarás titulaciones

ácido-base a microescala.

V (mL)

V (mL)


223

Amortiguadores o disoluciones buffer CIENCIA EN ACCIÓN

Habilidades a desarrollar:- Resolución de problemas.- Predicción.- Preparación de

disoluciones.

• Dos pipetas de 5 mL.

• Dos varillas de vidrio.

• Ocho tubos de ensayos.

• Una gradilla.

• Un peachímetro o

papel pH universal en

su ausencia.

• Dos vasos pp de 250 mL.

Reactivos

• 20 mL de disolución

de café.

• 20 mL de bebida de

fantasía.

• 10 mL de disolución

amortiguadora de ácido

acético (0,5 M) y acetato

de sodio (0,5 M).

• 10 mL de agua destilada.

• 5 mL de ácido

clorhídrico concentrado.

• 5 mL de hidróxido de

sodio concentrado.

Materiales

Estudiaremos:

- Disoluciones amortiguadoras.

Introducción

Las disoluciones buffer mantienen el pH original aun cuando se adicionen

cantidades importantes de ácidos o bases. Esto químicamente es importante,

pero resulta extraordinario cuando se observa en sistemas orgánicos como

nuestro propio cuerpo.

En la siguiente experiencia manipularás una disolución neutra común y una

disolución buffer. Ambas serán sometidas a la adición de sustancias ácidas y

básicas para observar el comportamiento del pH.


Observa las sustancias con las que trabajarás y clasifica como ácidas o básicas

según corresponda.


Lee atentamente el diseño experimental y formula preguntas de investigación

pertinentes.


Establece las hipótesis de investigación relativas al comportamiento que

experimenta el buffer o amortiguador con las sustancias: café, bebida,

ácido clorhídrico.


1. En un vaso pp dispón a 20 mL de disolución amortiguadora y registra el pH

de la disolución.

2. Enumera cuatro tubos de ensayo. A cada uno de ellos agrega 5 mL de

disolución amortiguadora.

3. A cada tubo agrega, respectivamente: 1 mL de café, 1 mL de bebida, 1 mL

de ácido clorhídrico y 1 mL de hidróxido de sodio.

4. Registra el pH de cada una de las mezclas.

5. Enumera otros cuatro tubos de ensayo. Repite los procedimientos 2, 3 y 4,

reemplazando la disolución amortiguadora por agua destilada.


Registra las observaciones, especialmente las variaciones de pH observadas.


Recopila y ordena tus observaciones en la siguiente tabla.

224



1. ¿Qué puedes observar comparativamente respecto al pH de la disolución

amortiguadora y del agua destilada?

2. Escribe las ecuaciones químicas que explican el comportamiento de la

disolución amortiguadora con el ácido y con la base.

3. De acuerdo con la variación de pH de la disolución amortiguadora con café

y con bebida, ¿estas especies reaccionaron con la sal o con el ácido como

amortiguador? Justifica tu respuesta.

4. Investiga cómo funciona el buffer de la sangre y cuál es su importancia. Al

respecto, concluye qué sucedería si ese buffer fuera reemplazado por

agua destilada.


Para concluir el trabajo comparte con tu grupo la siguiente pregunta:

¿qué puedes decir respecto de la importancia de los amortiguadores?

Posteriormente elabora un escrito que resuma coherentemente las

ideas planteadas.

Una vez terminada la conclusión, escoge un medio para comunicar los

resultados.


Completa la siguiente tabla marcando con un X la opción que mejor te

represente para evaluar el trabajo realizado:

Indicadores Disolución amortiguadora Agua destiladapH original

pH con café

pH con bebida

pH con ácido clorhídrico

pH con hidróxido de sodio

Aspectos por evaluar NL PL LMe preocupé de leer las habilidades que voy a desarrollar y elprocedimiento de trabajo.

Nos preocupamos de practicar las habilidades propuestas en esta actividad.

Cada uno de los integrantes del equipo participó activamente.




Pude comprobar el comportamiento buffer o amortiguador del parácido acético - acetato de sodio

Cooperé activamente para que el trabajo desarrollado fuera efectivo.


225

AmortiguadoresLas disoluciones amortiguadoras o buffer ofrecen una gran resistencia amodificar el pH, a pesar de agregar cantidades de ácido o de base. Seobtienen por mezcla de un ácido débil y su sal (HAc / MAc) o por una basedébil y su sal (MOH / MNM).

En una disolución ácida, básica o neutra, se observa que al agregar una baseo ácido, respectivamente, el pH sufre un violento cambio, provocando eldesequilibrio del sistema químico. Así, si se tiene una solución neutra en lacual las concentraciones de OH– y H+ son idénticas, al agregar un ácido ouna base el pH cambiará, tal como muestran las siguientes figuras:

Disolución neutra Disolución neutra a la que se adicionó unadisolución ácida

Disolución neutra a la que se adicionó unadisolución básica

Figura 11. Representación de la adición de un ácido y una base en una disolución.

El pH de una disolución amortiguadora se calcula aplicando la siguientefórmula, conocida como “ecuación de Henderson-Hasselbach”:

pH = pKa + log[SAL]

[ÁCIDO]

Donde:pKa, corresponde al logaritmo negativo de la constante de acidez de ácidoque forma el buffer.[SAL], representa la concentración molar de la sal.[ÁCIDO], corresponde a la concentración molar del ácido.

Las disoluciones amortiguadoras forman un ácido o una base débil y aguaal reaccionar con el ácido o la base de acuerdo con el siguiente proceso:

1. El ácido (HA) en agua se disocia, formando un anión (A–) y liberandoiones hidrógeno, por ejemplo:

CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+

2. En disolución, la sal del ácido (MA) se disociaría, liberando el anión delácido (A–) y el metal como catión (M+), por ejemplo:

CH3COONa CH3COO– + Na+

MÁS QUE QUÍMICA

Los organismos vivos nosoportan variaciones delpH mayores que unasdécimas de unidad y poreso han desarrollado a lolargo de la evoluciónsistemas de tampón obuffer, que mantienen elpH constante. El tampónbicarbonato es común enlos líquidos intercelulares,mantiene el pH envalores próximos a 7,4,gracias al equilibrio entreel ion bicarbonato y elácido carbónico, que a suvez se disocia en dióxidode carbono y agua:HCO3

– + H+ H2CO3CO2 + H2O

Si aumenta laconcentración de H+ en elmedio por cualquierproceso químico, elequilibrio se desplaza a laderecha y se elimina alexterior el exceso de CO2producido. Si, por elcontrario, disminuye laconcentración de H+ delmedio, el equilibrio sedesplaza a la izquierda,para lo cual se toma CO2del medio exterior poracción de los alvéolos.

RecuerdaEjemplos comunes deamortiguadores son lossiguientes pares:Ácido acético(CH3COOH) / acetato desodio (CH3COONa).Amoniaco (NH3) / clorurode amonio (NH4Cl).Ácido carbónico (H2CO3) /bicarbonato (CO3

2–).

OH–H+

pH=1

pH=7

pH=14

pH=1

pH=7

pH=14

OH H+OH–

H+

pH=1

pH=7

pH=14

226


MÁS QUE QUÍMICA

La sangre, de pHaproximado 7,8, presentaun buffer de ácidocarbónico que le permitemantener el equilibrio depH a pesar de lassustancias que leobligamos a transportarpor nuestro organismocuando bebemos líquidosy nos alimentamos. Dichobuffer es fundamentalpara la vida. De hecho, sudescompensación por laacción de sustanciasácidas, denominada“acidosis”, o porsustancias básicas,llamada “alcalosis”,pueden provocar lamuerte. Uno de estosestados puede serprovocado por elconsumo excesivo dealcohol, generando undesequilibrio(intoxicación) que lasangre no es capaz deregular, afectando a todoel organismo yprovocando una fallasistémica general.

3. Si se adiciona un ácido fuerte al amortiguador, la sal del ácido (MA)reacciona con el ácido (HX), dando origen a un ácido débil (HA) y a unasal (MX), por ejemplo:

CH3COONa + HCl CH3COOH + NaCl

4. Al adicionar una base fuerte (MOH) reacciona con el ácido (HA) paraformar una sal (MA) y agua (H2O), por ejemplo:

CH3COOH + KOH CH3COOK + H2O

permitiendo que el pH se conserve en un rango similar al original de ladisolución amortiguadora. Esto significa que el buffer cambia de pH, pero lohace levemente. El cambio de pH experimentado por una disoluciónamortiguadora se calcula aplicando la ecuación de Henderson - Hasselbach,considerando la suma o resta de la concentración agregada segúncorresponda.

Por ejemplo: Un litro de disolución contiene ácido acético (CH3COOH) 0,5 M y acetatode sodio (CH3COONa) 0,5 M y el Ka del ácido es 1,8 · 10–5. ¿Cuál será supH luego de agregar ácido clorhídrico (HCl) 0,1 M?

1. Determinaremos el pH de la disolución amortiguadora formada por elácido acético y el acetato de sodio. Aplicando la fórmula se obtiene:

pH = - log Ka + log [sal] / [ácido]

pH = - log 1,8 · 10–5 + log [0,5] / [0,5]pH = 4,75.

2. Calculemos el pH del buffer al agregar HCl 0,1 M.

a. El ácido fuerte adicionado reaccionará con la sal del ácido, dandoorigen a un ácido débil y a una sal, tal como se muestra en la reacciónquímica siguiente del comportamiento buffer.

CH3COONa + HCl CH3COOH + NaCl

b. Lo anterior indica que la concentración de ácido en el buffer se veaumentada y la de la sal disminuida, es decir, la concentración del HClse “suma”a la del ácido del buffer, produciendo una “resta”a la de lasal por reacción, luego:

CH3COONa + HCl CH3COOH + NaCl 0,5 – 0,1 0,5 + 0,1

c. El cálculo para el nuevo pH del buffer es:

pH = - log 1,8 · 10–5 + log (0,5 + 0,1 ) / ( 0,5 – 0,1 )pH = 4,58.

Finalmente, es posible apreciar que el pH del buffer ha variado de 4,75 a4,58 por la adición de un ácido fuerte de pH = 1.

El equilibrio ácido-base requiere la integración

de tres sistemas orgánicos: el hígado, los

pulmones y el riñón. En resumen, el hígado

metaboliza las proteínas, produciendo iones

hidrógeno (H+); el pulmón elimina el dióxido

de carbono (CO2), y el riñón genera nuevo

bicarbonato (HCO3

–).

El medio interno va a mantener un pH dentro

de unos límites fisiológicos de 7,35 y 7,45. Sin

embargo, en el organismo existe una

producción continua de ácidos llamados fijos

(H+) y volátiles (CO2).

Ambos (ácidos fijos y volátiles) son eliminados

del organismo, siendo la expulsión de los

“ácidos fijos” procesos más lentos. Sin

embargo, el organismo dispone de medios que

actúan coordinadamente para defenderse de

forma rápida de la acidez. La primera línea de

defensa está constituida por los buffers

(gracias a su capacidad de captar o liberar

protones de forma inmediata), la segunda se

basa en la regulación respiratoria y la tercera

línea, en la regulación renal.

En condiciones normales, la concentración

de hidrógeno del líquido extracelular es

baja, oscilando entre valores que equivalen a

un rango de pH entre 6,80 y 7,80, valor que

al variar produce severos trastornos en

procesos vitales.

El principal producto ácido del metabolismo

celular proviene de la hidratación del dióxido

de carbono (CO2), que en presencia de la

anhidrasa carbónica produce ácido carbónico

según la reacción:

CO2

+ H2O H

2CO

3

El amortiguador “carbónico/bicarbonato” es el

tampón más importante en la homeostasis del

pH porque está presente en todos los medios,

tanto intracelulares como extracelulares,

siendo la concentración del bicarbonato mayor

en el segundo.

La concentración de ambas especies es

regulable: el CO2

a nivel pulmonar y el

bicarbonato a nivel renal. La suma de las

concentraciones del ácido y de la base no es

constante, lo que aumenta la capacidad

amortiguadora.

CO2

+ H2O H

2CO

3H+ + HCO

3–

Por ende, cualquier cambio de pH se traducirá

en una alteración de la relación de

concentración: [HCO3

–] / [H2CO

3].

Al ser esta relación ([HCO3

–] / [H2CO

3]) mayor

que 20, el sistema orgánico sufre una

“alcalosis”, y un valor menor que 20 producirá

una “acidosis”.

La respiración regula la concentración de ácido

del organismo, manteniendo la presión parcial

de CO2

en la sangre arterial. Por su parte, la

concentración de ácido carbónico es

proporcional a la presión del CO2.

El riñón es el principal órgano implicado en la

regulación del equilibrio ácido-base por dos

motivos: es la principal vía de eliminación de la

carga ácida y de los metabolitos ácidos

patológicos y es el responsable de mantener la

concentración plasmática de bicarbonato,

gracias a su capacidad para reabsorber y

generar bicarbonato de modo variable en

función del pH de las células tubulares renales.

En situación de acidosis, se producirá un

aumento de la excreción de ácidos y se

reabsorberá más bicarbonato; por el contrario,

en alcalosis, se retendrá más ácido y se

eliminará más bicarbonato, haciendo oscilar el

pH urinario entre los valores 4,5 y 8,2.

Cuando existe un exceso de iones bicarbonato

respecto de iones H+ en la orina (alcalosis

metabólica), el bicarbonato no se reabsorbe y

se excreta en la orina. En la acidosis, por el

contrario, existe un exceso de iones H+ con

respecto a iones bicarbonato, lo que hace que la

reabsorción de bicarbonato sea completa.

La acidosis metabólica puede ser causada por:

insuficiencia renal, acidosis láctica, provocada

a su vez por mala nutrición, consumo de

alcohol etílico, leucemia, SIDA, diabetes, ayuno

prolongado, uso de drogas, entre otros;

además de pérdidas gastrointestinales de

bicarbonato (diarreas, fístulas pancreáticas

biliares, e intestinales).

La alcalosis metabólica, por su parte, puede ser

provocada por vómitos y aspiración gástrica,

entre otros.

Para la reflexiónHabilidades a desarrollar:- Aplicación.- Investigación.

Como puedes observar, los amortiguadores

son un constituyente químico de nuestro

organismo de importancia vital. Al

respecto señala:

1. ¿Cuáles son los buffer a los que el texto

hace referencia?

2. ¿Qué son los ácidos fijos y los ácidos

volátiles?

3. ¿Por qué es importante la relación de

concentración [HCO3

–] / [H2CO

3].

4. ¿Cuál es la diferencia entre alcalosis y

acidosis metabólica y respiratoria?

5. Investiga cómo se tratan la alcalosis y la

acidosis metabólica y respiratoria.

6. Averigua cómo se relaciona el consumo

de alcohol con la aparición de alcalosis

y acidosis.

Sistemas amortiguadores de importancia vitalRevista Científica

En forma individual, desarrolla las siguientes

actividades en tu cuaderno. Recuerda consultar tus

dudas con tu profesor o profesora y una vez

terminada la actividad compara tus resultados con

los de tus compañeros y compañeras.

I. Ítem de asociación: Relaciona los conceptos

numerados con sus respectivas definiciones

dispuestas en desorden identificadas por letras.

1. Ácido según Arrhenius.

2. Disolución amortiguadora.

3. Base según Arrhenius.

4. Disoluciones electrolíticas.

5. Base de Brönsted.

6. Disociación.

7. Disoluciones no electrolíticas.

8. Ácido de Brönsted.

a. Proceso mediante el cual los compuestos se

separan en sus componentes, generalmente

por acción del agua.

b. Sustancia que en disolución captura iones

de hidrógeno.

c. Sustancia formada por un ácido o una base y

su sal, que experimenta pequeños cambios de

pH por adición de sustancias ácidas o básicas.

d. Sustancia que en disolución acuosa libera

iones de hidrógeno.

e. Disoluciones que presentan compuestos

apolares, dispersión y no conducen electricidad.

f. Sustancia que en disolución acuosa se disocia,

liberando iones hidróxilos.

g. Sustancia que en disolución puede donar

iones de hidrógeno.

h. Disoluciones que contienen componentes

polares o iónicos que son capaces de

disociarse parcial o totalmente, conduciendo

electricidad.

II. Ítem de respuesta breve: Responde a las

siguientes preguntas.

1. ¿Cuál es la importancia de los antiácidos?

2. El jabón es una sustancia básica. ¿Por qué

retira la suciedad de nuestro cuerpo?


228


III. Ítem de completación: anota en los espacios

que corresponda según lo pedido.

1. Representa mediante ecuaciones.

a. ácido + agua ________ + ________

b. base + agua ________ + _________

c. ácido conjugado + agua base + _____

d. base conjugada + protones ácido + __

2. Completa las siguientes ecuaciones químicas

y reconoce ácidos, bases y especies

conjugadas según corresponda.

a. HNO3

+ ________ _______ + H3O+

b. _______ Li+ + OH–

c. _______ + KOH KF + H2O

d. HCl + NaHCO3

NaCl + _______

e. NH3

+ _____ _____ + NH4

+

3. Disocia las siguientes especies en agua.

a. NaNO3

_______ + ________

b. Ca(OH)2

_______ + ________

c. NH4

+ _______ + ________

d. H2SO

4_______ + ________

e. KOH _______ + ________

f. H2S _______ + ________

g. HClO4

_______ + ________

IV. Ítem de ejercicios: Desarrolla de forma

completa dada uno.

1. Representa e interpreta a través de un gráfico

de solubilidad el comportamiento de dos

sustancias según los valores de la tabla.

2. ¿Cuál es el pH de un buffer preparado con un ácido

(HA) de concentración 0,46 M de Ka

= 1,5 · 10–6 y su

sal (MA) de concentración 0,87 M?

a. ¿Cuál será el pH del buffer al agregar un

ácido de concentración 0,15 M?

b. ¿Qué pH presentará al adicionar una base

fuerte de pH 12?

Temperatura Solubilidad, g/100 mL(ºC) Sustancia A Sustancia B20 15 1030 17 2040 19 3550 20 40

Revisa el nivel de logro de los aprendizajes

esperados para este tema. Recuerda ser honesto(a)

al responder. Sólo así podrás revisar aquellos

aspectos que consideras que no han sido logrados

completamente.

Marca con una X el casillero que correponda.




algunos aspectos.


debes seguir trabajando para ello.

Autoevaluación


229

Especie Ka

A 3,76 · 10–18

B 1,98 · 10–21

C 3,2 · 10–2

D 7,5 · 10–5

E 4,4 · 10–4

F 6,3 · 10–1

4. Para cada una de las siguientes disoluciones

plantea la ecuación química que explica su

comportamiento y calcula el pH.

a. Disolución de ácido clorhídrico (HCl) 0,04 M.

b. Disolución hidróxido potasio (KOH) 0,59 M.

c. Disolución de ácido acético (CH3COOH)

0,78 M de Ka

= 1,8 · 10–5.

d. Disolución de amoniaco (NH3) 0,25 % m/v.

e. Disolución de ácido fluorhídrico (HF)

0,06 % m/m. La densidad de la disolución

es igual a 1,3 g/mL.

V. Opción única: Marca la letra correcta.

1. ¿Cuál de las siguientes propiedades NO la

presenta un ácido en solución acuosa?

a. Reaccionar con los metales, como

magnesio y zinc, desprendiendo

hidrógeno gaseoso.

b. Conducir la corriente eléctrica.

c. Tornar de color rojo el papel tornasol azul.

d. Tener valores de pH inferiores a 7.

e. Quedar incolora al adicionarle fenolftaleína.

2. ¿Cuál de las siguientes alternativas presenta

la solución más alcalina?

a. [OH–] = 1 · 10–6 M

b. [H+] = 1 · 10–1 M

c. [H+] = 0,1 · 10–4 M

d. [OH–] = 1 · 10–14 M

e. [H+] = 0,001 · 10–1 M

Aspecto por evaluar L ML PLIdentifico entre diversas sustancias aquellas que tienen un comportamientoácido o básico.

Asocio el comportamiento ácido con lapresencia de iones hidrógeno o latransferencia de protones y elcomportamiento básico con la presencia deiones hidroxilos o la aceptación de protones.

Sé que se puede determinar la concentraciónde una disolución por métodos cualitativos,como los indicadores líquidos o papelindicador, y obtener la concentración pormétodos cuantitativos, como el peachímetroo aplicando cálculos matemáticos basadosen los logaritmos.

Soy capaz de aplicar los conceptos ácidobase a la comprensión de fenómenos de lavida diaria como para neutralizar la acidezestomacal usar una sustancia básica, comolo es un antiácido, o para retirar el óxido deun cuchillo (base) usar jugo de limón (ácido).

Soy capaz de explicar el comportamiento delas disoluciones amortiguadoras y aplicarlasal equilibrio ácido base que se produce ennuestro organismo. Por ejemplo, cuandoaumenta a nivel sanguíneo la acidez seactiva el buffer H2CO3/HCO3

– a nivelpulmonar y a nivel renal.

Puedo estimar el pH de las disoluciones y,a su vez, separarlas en sustancias ácidas y básicas.

Diferencio entre ácidos y bases fuertes yácidos y bases débiles de acuerdo con losvalores de sus constantes de equilibrio.

3. Ordena ascendentemente las siguientes

especies según su fuerza relativa, teniendo

presente los datos entregados a continuación.

Síntesis de la Unidad 4Se presentan a continuación conceptos

fundamentales estudiados en esta unidad.

mol - insaturadas - amortiguadoras - estado del

disolvente - bases - concentración - punto de

ebullición - neutralización - molalidad - Lowry -

sobresaturada - homogéneas - Arrhenius -

constante de acidez - %m/m - pH = – log [H+] -

solubilidad - % v/v - presión de vapor - tipo de

soluto - solutos - molaridad - punto de congelación

- Ácidas - Brönsted - ionización del agua - osmosis

230


Relaciona cada uno de ellos con las ideas principales

resumidas a continuación.

1. Las mezclas se forman por la unión de dos o más

compuestos, dando origen a mezclas

_________________________ y heterogéneas.

2. Las mezclas homogéneas se pueden denominar

también disoluciones, en las cuales se reconocen

los ________________________ y disolventes.

3. Para clasificar las disoluciones se pueden

establecer tres criterios distintos: el

___________________, la relación A y B y el

_________________________.

4. En las disoluciones ____________ la cantidad de

A es menor que la cantidad de B.

5. Una disolución ________________ puede llegar a

ser insaturada al aplicar temperatura.

6. La _______________ es la medida de la

capacidad de una sustancia para disolverse.

7. Se denomina ___________________ a la relación

proporcional entre A y B o AB.

8. El _____________ se define como la relación

entre la masa en gramos de A en 100 g de AB.

9. El _________ es el volumen de A en 100 mL

de AB.

10. El _________ es la cantidad de sustancia de un

sistema que contiene la misma cantidad de

partículas que átomos hay en 0,012 kg de C–12.

11. La _________ es la unidad de concentración que

se define como la cantidad de A en 1 litro de AB.

12. La unidad de concentración que corresponde a la

cantidad de A en 1 kg de AB se denomina

_________________________________.

13. La medida del número de moléculas que escapan

de la superficie del líquido por unidad de área se

llama _________________________.

14. El ascenso del _______________ es directamente

proporcional a la concentración de A.

15. El ____________________ de una disolución es

siempre más bajo (en el sentido negativo) que el

disolvente puro y directamente proporcional a la

concentración de A.

16. La __________________ permite establecer el

equilibrio entre dos disoluciones continuas y

separadas sólo por una membrana semipermeable.

17. En la naturaleza existen sustancias _____________

y básicas.

18. Para _______________, las bases son aquellas que

en disolución acuosa liberan iones hidroxilos, y los

ácidos son las sustancias capaces de liberar iones

hidrógeno en disolución acuosa.

19. Para___________ y _____________, los ácidos

son aquellas sustancias que en disolución liberan

iones de hidrógeno, y las bases son capaces de

captar dichos iones.

20. La relación Kw = [H+] · [OH–] = 1 · 10–14 representa

la ________________

21. A partir del análisis de la relación cuantitativa de

Kw = [H+] · [OH–], se establece la escala de pH

según la cual los ácidos son especies que

presentan un rango 1 a 6,9; las ___________ 7,1 a

14 y las especies neutras un valor igual a 7.

22. Para calcular el pH de una disolución se establece

la fórmula: ___________________ donde la

concentración de H+ dependerá de la fuerza

relativa de la especie, si ésta es ácida o básica.

23. Un criterio teórico para distinguir la fuerza de un

ácido es su _________________________,

expresión que relaciona la concentración de los

reactantes y de los productos. Si ésta (Ka) es mayor

a 1 (Ka > 1), se indica que el ácido es fuerte y

estará disociado casi un su totalidad (100%); por el

contrario, si Ka < 1, el ácido es débil y estará sólo

parcialmente disociado (no el 100%).

24. Los ácidos y las bases reaccionan entre sí,

produciendo una________, generando sal y agua.

25. Otro tipo de reacción ácido - base da origen a las

disoluciones _______________, formadas por un

ácido o una base y su sal respectiva, que se

caracterizan por ofrecer una alta resistencia al

cambio de pH.

NOMBRE:................................................................................

FECHA: / /

FICHA 4

FO

TO

CO

PIA

BLE

Camino a...

1. Una solución acuosa 2% masa-volumen de NaOH

tiene una concentración molar de:

a. 0,1 Mb. 0,2 Mc. 0,5 Md. 1,0 M e. 2,0 M

2. Una solución 3% m/m también es al 6% m/v. La

densidad de la solución es:

a. 0,5 g/mLb. 2 g/mLc. 1,5 g/mLd. faltan datos para determinarla.

e. ninguna de las respuestas es correcta.

3. Al mezclar 50 gramos de una solución al 2% m/m

con 200 gramos de otra solución del mismo soluto

y solvente al 4% m/m, la concentración en % m/m

de la solución resultante es:

a. 6,0b. 3,0c. 9,0d. 3,6e. 2,4

4. Una solución acuosa de ácido clorhídrico, HCl,

tendrá pH=2 si la concentración molar de dicha

solución es:

a. 0,01b. 0,02c. 2d. 2 · 10–1

e. 2 · 10–2

5. A 50 mL de una solución de ácido sulfúrico,

H2SO4, 0,1 Molar, se le agregan 50 mL de una

solución de hidróxido de sodio, NaOH, 0,1 Molar.

La solución resultante:

a. tiene pH=7.b. no es conductora de la corriente eléctrica.

c. se torna de color rojo al agregarle unas gotas

de fenolftaleína.d. la solución es ácida.e. cambia el papel tornasol rojo a azul.

6. En la siguiente reacción: NH3 + H+ NH4+,

el amoniaco (NH3) se comporta como una base

porque:

I. Cede protonesII. Capta protonesIII. Aporta electronesIV. Capta electrones

a. Sólo Ib. Sólo IIc. Sólo IIId. Sólo I y IVe. Sólo II y III

7. Si se agrega una sustancia desconocida X a un

vaso que contiene agua, aumenta la acidez.

Entonces:

a. el pH disminuyeb. la sustancia X debe ser una base

c. la sustancia X debe ser aguad. el valor del pH tiene que aumentar

e. aumentó la concentración de iones OH–

8. ¿Cuál de las siguientes propiedades NO la

presenta un ácido en solución acuosa?

a. Reaccionar con los metales, como magnesio y

zinc, desprendiendo hidrógeno gaseoso.

b. Conducir la corriente eléctrica.

c. Tornar de color rojo el papel tornasol azul.

d. Tener valores de pH inferiores a 7.

e. Quedar rosada al adicionarle fenolftaleína.

9. ¿Cuál de las siguientes alternativas presenta la

solución más alcalina?

a. [OH–] = 1 · 10–6 M

b. [H+] = 1 · 10–1 M

c. [H+] = 0,1 · 10–4 M

d. [OH–] = 1 · 10–14 M

e. [H+] = 0,001 · 10–1 M

10. Una solución es alcalina si:

a. presenta mayor concentración molar de

H+ que de OH–.b. se neutraliza con agua.c. el pH es mayor que 7.

d. el producto de [H+] [OH–] = 1·10–14.

e. la concentración molar de OH– es menor

que 1·10–7.

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• RAYMOND, CHANG. “QUÍMICA”. Mc. Graw Hill. 4ta edición. 1996. México.

• HEIN “FUNDAMENTOS DE QUÍMICA”. Thomson Editores S.A. 10ma edición. 2001. México.

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• GARCÍA, A. “HACIA LA QUÍMICA 1”. Editorial Temis S.A. 1985. Colombia.

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• QUIÑOA, E.; RIGUERA, R. “NOMENCLATURA Y REPRESENTACIÓN DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS”.McGraw-Hill. 1996. México.

RECURSOS CRA (Centro de recursos de aprendizaje)

• ATLAS DE QUÍMICA, Varios autores. Programa Educativo Visual. Colombia. 1995, 1ª ed.

• QUÍMICA, Garritz, Andoni y Chamizo, José Antonio. Addison Wesley Longman. México. 1997, 1ª ed. (r.1998).

• QUÍMICA, Varios Autores. Ediciones Nauta. España. 1997, 1ª ed.

• FUNDAMENTOS DE QUÍMICA, Bums, Ralph. Prentice Hall Hispanoamericana. México. 1996, 2ª ed. (r. 1997).

• FUNDAMENTOS DE QUÍMICA, Hein, Morris y Arena, Susan. International Thompson Editores. México. 1997, 1ª ed.

• QUIMICA REACCIÓN, Barrio, J. del y Belmonte, M. Ediciones SM. España. 1995, 1ª ed.

• DISOLUCIONES Y CONTAMINACIÓN, Varios Autores. Editorial Reverté. España.

• TRATAMIENTO DE RESIDUOS ESPECIALES, Varios Autores. Editorial Reverté. España. 1996, 1ª ed. 119 p. 2 vols.

• QUIMICA ORGANICA, Hart, Harold y otros. McGraw – Hill Interamericana. México. 1995, 1ª ed.

• QUIMICA ORGANICA, Recio, Francisco. McGraw – Hill Interamericana. México. 1995, 1ª ed. (r.1997).

• EL MUNDO DE LA QUÍMICA, Varios Autores. United Media. Chile. 1992, 1ª ed. (r.1998). Duración 120 min. 4 vols.

Páginas Web recomendadas.

• www.educarchile.com

• http://www.educarchile.cl/home/escritorio_estudiante/default.asp

• http://www.eis.uva.es/~qgintro/nomen/nomen.html

• http://www.modelscience.com/

• http://www.cespro.com

• http://www.frlp.utn.edu.ar/grupos/aepeq/interact.html

BIBLIOGRAFÍA

texto para el estudiante quimica 2º medio

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