qui mica

UNIVERSIDAD NACIONAL JORGE BASADRE GROHMANN TACNA

CENTRO PREUNIVERSITARIO

SEPARATA

QUÍMICA

Revisado y Ampliado por:

Ing. William Torres Huayta

CEPU 2011-II

CEPU 2012

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Presentación

La presente separata tiene por objetivo proporcionar, a los

estudiantes del Centro Pre-Universitario de la Universidad Nacional Jorge

Basadre Grohmann, un material para el estudio del curso de Química, con

los principales contenidos que se desarrollarán en clase durante las diez

semanas correspondientes al periodo Verano 2011.

La separata esta estructurada en diez unidades, una por semana de

estudio; y fue elaborada a partir de la separata correspondiente al periodo

Invierno 2010. De la cual se ha mantenido algunos capítulos, ampliado

otros y adicionado nuevos temas. A pesar de ciertas modificaciones que se

ha realizado, en ésta separata de química está el aporte de los docentes:

Fernando Cáceres Yáñez (Materia y Energía; Radiactividad, Teoría

Cuántica, Tabla Periódica y Química del Carbono), Martín Llapa Medina

(Teoría Cuántica), Edgardo Arua Ordóñez (Enlace Químico e

Hidrocarburos) y Edwin Ticona Serrano (Tipos de Átomos, Estados de

Oxidación, Alcoholes y Éteres).

Si bien éste material sirve de apoyo teórico en química al postulante

a la universidad; no se debe dejar de revisar otras fuentes bibliográficas,

banco de preguntas o páginas Internet, de tal forma que los conceptos y

habilidades adquiridas se consoliden aún más.

Ing. William Torres Huayta

Coordinador de Química CEPU Verano 2011

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CONTENIDO

1. Materia y Energía 1

Materia. Clasificación de la materia. Propiedades. Mezcla y combinación. Estados de la materia. Energía. Relatividad de la masa.

2. Estructura Atómica 6

Componentes del átomo. El electrón. El protón. El neutrón. El núcleo atómico. Propiedades nucleares. Tipos de átomos. Radiactividad. Tipos de reacciones nucleares. Radiaciones electromagnéticas.

3. Teoría Cuántica 14

Teoría de Max Planck. Modelo atómico de Niels Bohr. Efecto fotoeléctrico. Naturaleza ondulatoria del electrón. Principio de incertidumbre de Heisenberg. Modelo mecánico-cuántico del átomo. Números cuánticos. Configuración electrónica. Diagrama de orbital. Paramagnetismo y diamagnetismo.

4. Tabla Periódica y Enlace Químico 22

Antecedentes. Clasificación periódica moderna. Estructura de la tabla periódica actual. Propiedades periódicas. Enlace químico. Enlaces interatómicos. La regla del octeto. Hibridación de orbitales. Geometría molecular. Las fuerzas intermoleculares.

5. Funciones Químicas Inorgánicas 36

Estado de oxidación. Valencia. Nomenclatura inorgánica. Funciones químicas inorgánicas.

6. Reacciones Químicas 44

Ecuación química. Tipos de reacciones químicas. Balance de ecuaciones químicas.

7. Estequiometría 51

El mol y las relaciones molares. Composición porcentual y determinación de fórmulas. Leyes ponderales. Cálculos estequiométricos. Peso equivalente y equivalente-gramo. Reactivo limitante y rendimiento de una reacción.

8. Química del Carbono 57

El carbono en la naturaleza. Propiedades del átomo de carbono. Tipos de carbono, fórmulas e isomería. Alcanos. Cicloalcanos. Alquenos. Alquinos. Hidrocarburos aromáticos.

9. Funciones Orgánicas Oxigenadas 73

Alcoholes. Éteres. Aldehídos y cetonas. Ácidos carboxílicos. Ésteres.

10. Química-Vida-Medio Ambiente 79

Elementos biogenésicos. El ciclo del carbono. El ciclo del nitrógeno. El ciclo del azufre. El ciclo del fósforo. El ciclo del agua. La contaminación del agua.

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Centro Pre-Universitario UNJBG

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1. MATERIA Y ENERGÍA

La Química es una ciencia experimental, que estudia a la materia en lo que concierne a su naturaleza, estructura interna, propiedades y específicamente a las transformaciones y cambios energéticos que ésta sufre a través de las reacciones químicas.

La experimentación es la base de observaciones que definen los problemas que deben explicar las teorías, y proporcionar una forma de comprobar la validez de nuevas teorías. Aunque la química es una ciencia ancestral, sus fundamentos modernos se instituyeron en el siglo XIX.

La química moderna se basa en ciertos principios generales:

- Una de sus metas es reconocer pautas en los comportamientos de sustancias diferentes. - Reconocida la pauta, se debe poder desarrollar un modelo que explique las observaciones. - Esos modelos nos deben permitir la predicción del comportamiento de otras sustancias. - Hasta donde sea posible, los modelos deben ser cuantitativos. - Los modelos deben permitir predicciones que se puedan probar en forma experimental.

1. Materia

Al igual que el tiempo y el espacio, no es posible definir a la materia mediante conceptos corrientes, es más sencillo describirla a través de las propiedades que son comunes a todos los cuerpos materiales.

Sin embargo tomando un punto de vista científico, podemos señalar que la materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, se caracteriza por poseer masa e inercia y ser además perceptible por nuestros sentidos.

En la actualidad, podemos afirmar que la materia es: todo aquello que existe en el universo, susceptible a ser percibido por ser una realidad objetiva independiente de nuestros sentidos; se encuentra en constante movimiento y transformación mediante fenómenos físicos y químicos principalmente.

2. Clasificación de la materia

2.1. Sustancia pura.

Es una porción de materia que se distingue por presentar una composición definida o constante, y bajo condiciones determinadas manifestar propiedades distintivas (intrínsecas) uniformes en toda su extensión; las sustancias puras pueden ser simples, denominándose elementos, o pueden ser compuestas.

• Sustancia Simple o Elemento Químico: Son aquellas sustancias conformadas por una sola clase de átomos; a partir de ellas y por medio químicos no se pueden obtener otras más sencillas; 91 elementos se encuentran en forma natural en la Tierra, los demás han sido obtenidos de un modo artificial mediante reacciones nucleares.

Para representar la escritura de los elementos químicos se hace por medio de símbolos, que son abreviaturas de sus nombres. Los símbolos tienen una o dos letras, nunca más, la primera, siempre es mayúscula y la segunda minúscula. Últimamente tenemos nombres provisionales para algunos elementos que todavía no poseen nombre oficial; estos nombres están basados en los siguientes prefijos: 1 (un); 2 (bi); 3 (tri); 4 (quad); 5 (pent); 6 (hex); 7 (sept); 8 (oct); 9 (enn); 0 (nil); adicionándose el sufijo inglés ium.

Clasificación de la Materia

Sustancia Pura

Mezcla

Elemento

Compuesto

Homogénea

Heterogénea

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Por ejemplo:Cobre (Cu de cuprum), sodio (Na de natrium), oro (Au de aurum), hierro (Fe de ferrum), mercurio (Hg de hydragyrum), tungsteno (W de wolfram), estaño (Sn de stannum), P4, S8, elementos 117 (ununseptium), 118 (ununoctium), etc.

• Sustancia Compuesta o Compuesto Químico: Son aquellas sustancias puras que se obtienen a través de la combinación -reacción química- de elementos diferentes en proporciones en masa definidas, están formadas por una sola clase de unidades estructurales; pueden descomponerse en sus elementos constitutivos mediante procedimientos físicos o químicos apropiados, las propiedades físicas y químicas de los compuestos difieren de las de sus elementos constituyentes.

Por ejemplo: Dióxido de carbono (CO2), agua (H2O), ácido nítrico (HNO3), metano (CH4), etc.

2.2. Mezcla

Es la reunión de dos o más sustancias simples o compuestas en proporciones múltiples o variables, sus propiedades dependen de la composición de la mezcla y de las propiedades de las sustancias puras que la conforman las cuales mantienen su identidad.

Por ejemplo: El aire es una mezcla de gases, principalmente nitrógeno, oxígeno, argón, dióxido de carbono y vapor de agua.

Para la separación de los componentes de una mezcla se pueden utilizar procedimientos físicos -mecánicos o térmicos- debido a que cada componente mantiene sus propiedades particulares.

Por ejemplo: Tamizado, filtración, centrifugación, destilación (simple o fraccionada), levigación, cromatografía, etc.

Las mezclas se clasifican en:

• Homogénea: Llamadas también soluciones, consisten es una reunión de dos o más componentes, donde sólo se aprecia un solo aspecto en cada punto, en ella sus propiedades y composición son las mismas en toda su extensión, a simple vista no se pueden distinguir sus componentes.

Por ejemplo: Aleaciones (latón: Cu - Zn, 33 a 50 %; bronce: Cu - Sn, 3 a 20 %), acero: Fe – C, menos de 2,1 %; sal disuelta en agua; pólvora (KNO3 75 %, C 15 %, S 10%); aire, etc.

• Heterogénea: Es la porción de materia en la cual los componentes individuales permanecen físicamente separados por superficies definidas a través de las cuales las propiedades cambian bruscamente, no es completamente uniforme y la constituyen partes que son físicamente distintas.

Por ejemplo: Granito (cuarzo: SiO2, mica y feldespato: silicatos Al, Fe, Ca, Mg y metales alcalinos), aceite-agua.

3. Propiedades

El ordenamiento y la interrelación de las partes que conforman la materia, constituyen la base de su estructura y ésta, a su vez, determina sus propiedades y cualidades.

La materia presenta una serie de características (propiedades generales) que son comunes a todos los cuerpos; posee peso, volumen (extensión), inercia, impenetrabilidad, indestructibilidad, divisibilidad, etc.; sin embargo, existen otras propiedades que difieren de una sustancia a otra y que permiten conocer e identificar de qué está constituido un cuerpo; tales propiedades se conocen como específicas o particulares, entre estas podemos mencionar a la densidad, dureza, maleabilidad, ductilidad, elasticidad, color, viscosidad, calor latente de fusión o evaporación, etc.

Las propiedades de la materia, de manera general, se pueden clasificar en físicas y químicas:

3.1. Propiedades Físicas

Son todas aquellas que afectan directa o indirectamente nuestros sentidos y nos permiten describir el aspecto de un objeto sin alterar su estructura, composición interna o molecular; si estas propiedades son características de un cuerpo determinado se denominan propiedades intensivas (específicas); tal como el color, olor, sabor, brillo, dureza, maleabilidad, ductilidad, temperatura de ebullición, energía de ionización, etc.; el valor medido de una propiedad intensiva no depende de cuánta materia se considere, su valor es constante a ciertas condiciones en la que se efectúa la determinación.

Si las propiedades dependen de la cantidad de muestra considerada se denominan propiedades extensivas, tal como el peso, volumen, tamaño, inercia, calor ganado o perdido,

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etc., en consecuencia el valor medido de una propiedad extensiva depende de la cantidad de materia examinada.

3.2. Propiedades Químicas

Definen la capacidad de las sustancias para formar otras nuevas y se ponen de manifiesto cuando los cuerpos cambian su identidad básica, transformándose en otros distintos a través de una reacción química; por ejemplo, la combustión de la gasolina.

Al tipo de proceso mediante el cual la identidad química de la materia se modifica, se les llama reacciones químicas.

4. Mezcla y Combinación

En Química la combinación significa unión íntima de dos o más sustancias a partir de las cuales se pueden obtener otras diferentes; en otras palabras es un sinónimo de reacción química; los componentes producto de la combinación no se pueden separar por procedimientos mecánicos, sino que es necesario aplicar métodos físicos muy energéticos en los cuales intervienen factores como la electricidad, calor, etc.

Las mezclas son operaciones contrarias a las combinaciones; una mezcla es la reunión de una o varias sustancias simples o compuestas en proporciones múltiples o variables, en las cuales todas sus propiedades permanecen constantes.

5. Estados de la Materia

Todas las sustancias se presentan en uno de los tres estados fundamentales: sólido, líquido y gaseoso:

Sólido Líquido Gaseoso Fc > Fr Fc = Fr Fc < Fr

Fc : Fuerza de cohesión o atracción intermolecular.

Fr : Fuerza de repulsión intermolecular.

5.1. Estado Sólido

Son cuerpos compactos debido a que la fuerza de cohesión de sus unidades constitutivas son mayores que la fuerza de repulsión de las mismas, esta condición hace que los cuerpos sólidos sean rígidos, con forma y volumen propios; en los sólidos el volumen no varía en forma considerable con los cambios de temperatura o presión a que se le somete; los sólidos no fluyen como lo hacen los líquidos debido a que sus unidades estructurales ocupan posiciones fijas y por esta razón no se difunden como los líquidos y los gases; en algunos sólidos denominados cristalinos, las partículas individuales que los conforman ocupan posiciones definidas en la estructura cristalina.

5.2. Estado Líquido

Es un estado intermedio entre el sólido y el gaseoso, en los líquidos las moléculas tienen movilidad pero aún existen fuerzas de atracción considerables las cuales no permiten la existencia de grandes espacios libres entre las partículas; debido a esta situación estructural de los líquidos, éstos son incompresibles, tiene volumen constante, no tienen forma definida, fluyen fácilmente, se difunden y evaporan.

5.3. Estado Gaseoso

Es un estado donde las unidades constitutivas están dotadas de alta energía cinética; en él, las fuerzas de cohesión son mucho menores que las fuerzas de repulsión; los gases son menos densos que los líquidos y sólidos, ocupan todo el recipiente que los contiene, pueden expandirse hasta el infinito y se comprimen con facilidad. Se concluye que los gases consisten principalmente de espacio vacío; esto es, las partículas individuales están bastante separadas unas de otras.

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La materia puede también existir en otros estados adicionales que no son más que la derivación de los anteriores; por ejemplo, el estado de plasma que es una prolongación del estado gaseoso; cuando un gas se somete a elevadas temperaturas (plasmas fríos: 50 000 a 100 000 K; plasmas calientes 10x106 a 100x106 K), la energía cinética de las moléculas que constituyen el gas aumenta al punto que todas se disocian en átomos, estos se ionizan y se obtiene entonces un conjunto de partículas: iones, electrones y protones; ocasionando la formación de un nuevo estado de la materia llamado plasma; artificialmente se puede obtener plasma de cualquier elemento en un equipo llamado plasmatrón.

El estado de plasma podría convertirse en una gran fuente de energía, si se pudiera controlar el desprendimiento de calor en la fusión de partículas, para dar origen al gas inicial, esto podría liberar a la humanidad de la dependencia de combustibles fósiles y materiales radiactivos como fuente de energía.

El cambio puede considerarse como toda variación física o química que presenta un material respecto a un estado inicial y un estado final del mismo; a saber, existen dos tipos de cambios: físicos y químicos.

• Cambios Físicos: Son aquellos cambios que ocurren sin que la materia sufra una alteración en su composición química o naturaleza, por ejemplo: se cambia la forma, el tamaño, el estado de movimiento o el estado de agregación.

• Cambios Químicos: Estos cambios conllevan una modificación en la composición de la naturaleza de la materia, el proceso se denomina: reacción química, a través de la cual una cantidad de material llamado reactivo, se transforma en un material distinto denominado producto, en estos procesos pueden influir diversos factores tales como la luz, presión, u otras sustancias reactivas.

Por ejemplo:

4 10 2 2 22C H 13O 8CO 10H O+ → +

( )2 4 4 2 gH SO Zn ZnSO H+ → +

6. Energía

La energía es un término muy empleado en el estudio de la química, aun cuando representa un concepto bastante abstracto, frecuentemente se le define como la capacidad de realizar un trabajo, transferir calor o producir un cambio; en la Química, los efectos de la energía que revisten interés son los que implican cambios físicos o químicos; se conocen varios tipos de energía, a saber: mecánica (cinética y potencial), eléctrica, térmica o calorífica, química, magnética, nuclear, radiante.

La energía mecánica se conoce en dos formas: la energía cinética y la energía potencial.

• Energía Cinética: Es la capacidad que tiene un cuerpo para efectuar un trabajo en función de su movimiento, la energía cinética de un objeto en movimiento depende tanto de su masa como de su velocidad, se transfiere fácilmente de un objeto a otro.

Matemáticamente se expresa como: 21c 2E mv=

• Energía Potencial: Es la capacidad que tiene un cuerpo para efectuar un trabajo en función de su posición o configuración (composición), la energía química puede ser considerada como una forma de energía potencial, la cual está relacionada con las posiciones relativas y distribución de los átomos de las sustancias de interés.

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Matemáticamente se expresa como: pE mgh=

La relación entre masa y energía da lugar a que la Ley de la Conservación de la Materia (Lavoisier): “La materia no puede crearse ni destruirse, sólo transformarse de una forma a otra”; y la Ley de la Conservación de la Energía (Meyer - H. von Helmholtz - Joule): “La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma de una forma a otra”; no sean leyes independientes, sino que deban reunirse en una Ley única de la conservación de la masa-energía: “La materia y la energía en el universo pueden transformarse mutuamente, pero la suma total de ambas permanece constante, es decir, no puede aumentar ni disminuir” (A. Einstein).

A. Einstein (1905) luego de numerosos estudios teóricos, logró relacionar la materia y la energía señalando que son de la misma esencia; estas predicciones fueron posteriormente comprobadas experimentalmente por Otto Hahn (1939); la ecuación que relaciona la materia y la energía es la siguiente:

2E mc=

Donde:

E : energía (Joule, ergio)

m : masa (kg, g)

c : velocidad de la luz (3x108 m/s, 3x1010 cm/s)

En forma estricta, la ecuación de Einstein no establece que la materia pueda convertirse en energía y viceversa; sino que a una pérdida en masa le corresponde una liberación de energía, es decir, la energía y la masa perdidas son ganadas por alguna otra materia en el Universo.

En la actualidad, no se ha logrado transformar a gran escala energía en materia; sin embargo, se ha logrado ello a escala mínima en los desintegradores atómicos o aceleradores de partículas empleadas para llevar a cabo reacciones nucleares.

7. Relatividad de la masa

La Mecánica Clásica necesita una modificación antes que pueda estar de acuerdo con la Teoría Relativista, modificación que sólo afecta en modo esencial a las Leyes para movimientos rápidos, para los cuales la velocidad v no sea demasiado pequeña respecto a la de la luz.

Movimientos de tal rapidez nos lo ha ofrecido la experiencia únicamente en el caso de electrones o iones; para otros movimientos, las diferencias con las Leyes de la Mecánica Clásica son demasiados pequeñas para ser prácticamente apreciables en las experiencias.

De acuerdo con la Teoría de la Relatividad de Einstein, una de las consecuencias es que la masa, m, de una partícula en movimiento es mayor que su masa en reposo, m0.

02

mmv1c

=⎛ ⎞− ⎜ ⎟⎝ ⎠

Donde:

m : masa en movimiento

m0 : masa en reposo

v : velocidad del cuerpo

c : velocidad de la luz (3x108 m/s, 3x1010 cm/s)

Únicamente a velocidades próximas a la de la luz es significativa la diferencia entre m y m0 y en el caso de que llegase a ser igual a ésta, la masa de la partícula se haría infinita, por consiguiente será siempre v<c por más grande que pudiera ser la energía consumida para imprimir aceleración hasta este punto.

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2. ESTRUCTURA ATÓMICA

El concepto de átomo está basado en las ideas de los filósofos griegos Leucipo de Mileto y Demócrito de Abdera quienes introdujeron la noción de un constituyente último de la materia, que denominaron átomo (indivisible, en la lengua griega). Si bien la teoría atómica griega es significativa del punto de vista histórico y filosófico, carece de valor científico, porque no se funda en observaciones, mediciones, pruebas y experimentos; y debido a la influencia de Aristóteles sobre el pensamiento occidental, el concepto de átomo fue suprimido por 2000 años. Hasta el siglo XIX se acumuló gran parte de la evidencia de que la materia está compuesta por átomos.

• Antoine Lavoisier formuló la Ley de la Conservación de la masa (“la masa total de las sustancias no cambia durante una reacción química”) mediante experimentos de combustión.

• Años después Joseph Proust establece la Ley de las Proporciones Constantes (“cuando se unen elementos químicos para formar un determinado compuesto, las proporciones en peso de los elementos que se combinan son siempre las mismas”).

• Posteriormente fue extendida por John Dalton, quien propuso la Ley de las Proporciones Múltiples (“cuando dos elementos se combinan de distintas formas para dar lugar a diferentes compuestos, los pesos de uno de los dos elementos que se combinan con un peso definido del otro, guardan una relación simple entre sí”).

En 1808, John Dalton presentó su teoría atómica sobre la materia mediante una serie de postulados:

• Toda la materia está constituida por átomos, que son pequeñas partículas indivisibles de un elemento que no puede crearse ni destruirse.

• Los átomos de un elemento no pueden transformarse en átomos de otro elemento.

• Los átomos de un elemento son idénticos en masa y otras propiedades; y son diferentes de los átomos de cualquier otro elemento.

• Los compuestos resultan de la combinación química de una proporción específica de átomos de diferentes elementos.

1. Componentes del Átomo

Al contrario del modelo atómico de Dalton, los átomos no son indivisibles. Se conoce que los átomos están formados por tres partículas subatómicas fundamentales: electrones, protones y neutrones. A éstos, se les considera fundamentales porque son los componentes básicos de todos los átomos, aunque, en el sentido más estricto, los protones y neutrones están constituidos de partículas todavía más pequeñas, llamadas quarks.

Partícula Subatómica

Símbolo Masa absoluta (g)

Masa relativa (u.m.a.)

Carga relativa

Carga absoluta (C)

Electrón e− 01e− 9,11x10-28 0,0005486 -1 -1,60x10-19

Protón p+ 1H+ 1,673x10-24 1,0073 +1 +1,60x10-19

Neutrón 0n 10 n 1,675x10-24 1,0087 0 0

Como la magnitud de la carga de un protón es igual a la de la carga de un electrón, la carga de un protón equilibra exactamente la de un electrón, y viceversa. Así los átomos son eléctricamente neutros, cuando contienen la misma cantidad de protones que de electrones.

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2. El electrón

Si dos electrodos metálicos, instalados en un tubo de vidrio casi vacío (a baja presión), se conectan a una fuente generadora de electricidad de alto voltaje es posible verificar el paso de la corriente eléctrica (tubos de descarga). Esta descarga, que se origina en el cátodo y viaja hacia el ánodo, puede hacer girar una rueda de paletas ubicada en su trayectoria, lo que demuestra que estos rayos llevan cantidad de movimiento. A dichas emisiones se les denominó Rayos Catódicos.

Joseph John Thomson realizó varios experimentos sobre un haz fino de rayos catódicos comprobando que todos son desviados por igual por un campo eléctrico transversal a su trayectoria, y por el sentido de la desviación dedujo que todos tienen la misma carga negativa. Al aplicar un campo magnético, la desviación originada condujo a determinar la relación carga/masa (1,7598x108 C/g) de las partículas que constituyen los rayos catódicos, es decir los electrones.

Tubo de descarga

En 1909, Robert A. Millikan estudió la caída en el aire por efecto de la gravedad de minúsculas gotas de aceite cargadas eléctricamente, que eran sometidas a un campo eléctrico vertical (experimento de la gota de aceite), encontrando que las cargas de las gotas individuales son siempre múltiplos enteros de 1,6022x10-19 C, que representa la carga del electrón. Al combinar esta carga con la relación carga/masa, obtenida por Thomson, es posible obtener la masa del electrón.

3. El protón

Puesto que los átomos son eléctricamente neutros es obvio que la carga debida a los electrones que contienen debe estar equilibrada por una carga positiva igual. Además de los rayos catódicos, en los experimentos con tubos de descarga se observaron partículas con carga positiva que emanan del ánodo, denominadas Rayos Canales (descubiertas por Eugen Goldstein). Posteriormente se determinó que estos rayos tienen una relación masa/carga mucho mayor que la de los electrones y comparable con la relación masa/”carga del electrón” de los átomos residuales del tubo de descarga, lo cual indicaba que los rayos canales son iones positivos del gas presente en el trayecto de los rayos catódicos. Pruebas efectuadas con neón indicaban que la carga positiva esta de alguna manera asociada con la masa del átomo.

J. J. Thomson propuso un modelo atómico acorde con todas las propiedades del átomo conocidas en su momento, en éste, el átomo es una esfera de carga positiva con electrones en su interior como las pasas dentro de un pan dulce. Suponiendo que la carga positiva está distribuida uniformemente, cabe esperar que los electrones también lo estén.

Experimentos de electrólisis permitieron determinar la relación carga/masa del elemento más liviano, es decir el hidrógeno, de tal manera que al ser comparada con la del electrón se deduce que el ión de hidrógeno es 1,84x103 veces más pesado que el electrón. A esta unidad fundamental de carga positiva Rutherford lo denominó protón.

4. El neutrón

Sin embargo la sola presencia de protones y electrones no podía explicar por qué la masa del helio (el segundo elemento más ligero) era, aproximadamente, cuatro veces mayor que la masa del hidrógeno, cuando se esperaba que fuese sólo dos veces mayor, debido a que la masa de un protón es mayor a la del electrón y estaba establecido que átomos distintos deben tener diferente cantidad de electrones, en este caso el helio tiene el doble de protones que el hidrógeno.

Los experimentos desarrollados por James Chadwick, al bombardear placas de berilio con partículas α, originaron la emisión de una radiación de muy alta energía que permitían demostrar la

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existencia de otra partícula presente en el átomo, sin carga pero con masa muy próxima al protón, a la que se denominó neutrón.

5. El núcleo atómico

Si se hace incidir un haz de partículas α, que poseen carga positiva, sobre una hoja delgada, por ejemplo una lámina de oro de 10-4 cm de espesor, se observa que casi todas la atraviesan con una leve pérdida de energía, y que la mayoría son desviadas menos de 1º desde su dirección original. Sin embargo, una pequeña fracción sufre desviaciones mayores y alrededor de una en cada 104 se desvía en 90º o más. Estos fueron los resultados de los experimentos realizados por Ernest Rutherford, y sus colaboradores Hans Geiger y Ernest Mariden.

De acuerdo con el modelo de Thomson, los átomos constan de cargas positivas esféricas con los electrones distribuidos en su interior, estos últimos con una masa pequeña, insuficiente como para producir las desviaciones más drásticas; por tanto, el modelo de Thomson no describe correctamente las desviaciones en ángulos grandes.

En 1911, Rutherford propuso que el átomo tiene un núcleo central diminuto en donde reside toda la carga positiva y la mayor parte de la masa, y que los electrones giran alrededor de él, de manera que su movimiento equilibra dinámicamente la atracción Coulombiana que sobre ellos ejerce el núcleo. La extensión del movimiento electrónico determina que el tamaño del átomo sea de aproximadamente 10-8 cm. El modelo atómico nuclear de Rutherford, o también conocido como Modelo Planetario, esta caracterizado por:

• La mayor parte de la masa y toda la carga positiva de un átomo esta centrada en una región muy pequeña denominada núcleo. la mayor parte del átomo es un espacio vacío.

• La magnitud de la carga positiva es diferente para los distintos átomos y es aproximadamente la mitad del peso atómico del elemento.

• Fuera del núcleo existen tantos electrones como unidades de carga positiva hay en el núcleo, que se mueven en trayectorias circulares y concéntricas. El átomo en su conjunto es eléctricamente neutro.

Diseño experimental de Rutherford para medir la dispersión de partículas alfa

6. Propiedades Nucleares

Las partículas subatómicas son útiles para entender mejor las propiedades de los átomos; asimismo, es posible identificar a los átomos por el número de protones y neutrones que contienen.

6.1. Número Atómico (Z)

El número atómico de un elemento es igual al número de protones en el núcleo de cada átomo.

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“Todos los átomos de un elemento en particular tienen el mismo número atómico y cada elemento tiene un número atómico diferente al de cualquier otro elemento”.

Número atómico (Z) = número de protones

En un átomo neutro el número atómico también representa la cantidad de electrones presentes en la nube electrónica.

La identidad química de un átomo esta determinada por su número atómico. Por ejemplo, el número atómico del silicio es 14. Esto significa que cada átomo neutro de silicio tiene 14 protones en su núcleo y 14 electrones envolviendo al núcleo. Esto también implica que, cada átomo en el universo que contenga 14 protones se llama “silicio”.

En la actualidad se ha aceptado la existencia de 112 elementos (112Cn: Copernicio), y tres más (el 114, 116 y 118) estan en vías de aceptación (los elementos 113, 115 y 117, aún no se han sintetizado). Cada elemento tiene un nombre y símbolo característico. Los símbolos químicos son abreviaturas de una o dos letras de su nombre. La primera letra del símbolo (pero nunca la segunda) es mayúscula. Los elementos posteriores al uranio (Z=92) no se encuentran en la naturaleza y deben ser sintetizados en aceleradores de partículas.

6.2. Número de Masa (A)

El número total de neutrones y protones en el núcleo de un átomo es el número de masa (A); cada protón y neutrón contribuye con una unidad al número de masa. Entonces, el silicio con 14 protones y 14 neutrones en el núcleo tiene un número de masa igual a 28. La diferencia entre el número de masa y el número atómico determina la cantidad de neutrones que existe en el núcleo de un átomo.

Con excepción de la forma más común del hidrógeno (Protio), que tiene un protón y no tiene neutrones, todos los núcleos atómicos contienen tantos protones como neutrones, aunque con núcleos con más de 20 protones la relación neutrón/protón tiende a incrementarse.

La información acerca de la masa nuclear y la carga a menudo esta incluida con el símbolo atómico. El número atómico (Z) se escribe como subíndice izquierdo y el número de masa (A) como superíndice izquierdo, de modo que el elemento X puede simbolizarse:

XA masa de númeroZ atómico número

→→

Número másico (A) = número de protones + número de neutrones

número atómico + número de neutrones

Como cada elemento tiene un número atómico único, y además su propio símbolo, es una redundancia presentar el símbolo del elemento y también su número atómico, de tal manera

que el 2311 Na sólo se representa por

23 Na .

7. Tipos de Átomos

7.1. Isótopos (Hílidos). (iso: igual; topo: lugar)

Son átomos del mismo elemento químico que tienen el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones y diferente número de masa (=Z, ≠ A, ≠ n)

Por ejemplo: 1 2 3 12 13 141 1 1 6 6 6H H H ; C C C

Aunque cada elemento químico puede llegar a tener un conjunto de isótopos; como en el caso del estaño del que se conoce entre isótopos naturales y artificiales un total de 28, algunos elementos no presentan isótopos naturales.

Los isotopos de un elemento tienen las mismas propiedades químicas pero diferentes propiedades físicas.

Isótopos del Hidrógeno

Nombre Símbolo Símbolo núclido

Abundancias relativas (%)

Nº de protones

Nº de neutrones

Nº de electrones

Protio H 11H 99,985 1 0 1

Deuterio D 21 H 0,015 1 1 1

Tritio T 31 H 10-15 1 2 1

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7.2. Isóbaros. (iso: igual; baro: masa)

Son átomos de elementos químicos diferentes, que tienen igual número de masa, pero diferente número de protones y de neutrones (≠Z, = A, ≠n)

Los átomos que son isóbaros tienen diferentes propiedades químicas y físicas.

Ejemplos: 40 40 40 14 1418 19 20 6 7Ar K Ca ; C N

7.3. Isótonos.

Son átomos de elementos químicos diferentes que tiene igual número de neutrones, pero diferente número de protones y diferente número de masa. (≠Z, ≠A, =n).

Los isótonos tienen propiedades químicas y físicas diferentes.

Ejemplos: 57 58 59 60 12 11 31 3226 27 28 29 6 5 15 16Fe Co Ni Cu ; C B ; P S

7.4. Isoelectrónicos

Son átomos o iones que poseen igual número de electrones en su estructura.

Ejemplos: 0 2 210 8 9 11 12Ne O F Na Mg− − + + , todos tienen 10 e-.

7.5. Isodiáferos

Son átomos de elementos diferentes que tienen el mismo exceso de neutrones con respecto a la cantidad de protones (n – Z)

Ejemplo: 235 23192 90U Th

8. Radiactividad

H. Becquerel (1896), mientras estudiaba los fenómenos de fluorescencia de sales de uranio tal como el sulfato doble de uranilo y potasio, K2UO2(SO4)2⋅2H2O; descubrió accidentalmente el fenómeno de radiactividad, proceso mediante el cual, un núcleo inestable produce una reacción llamada descomposición o desintegración radiactiva; pudiendo ella ser natural o artificial.

Marie y Pierre Curie (1898), trabajando con pechblendas (minerales de óxido de uranio, U3O8), lograron aislar nuevos elementos (torio, polonio y radio) los cuales poseían una radiactividad más intensa que el uranio. Rutherford al efectuar estudios ulteriores de la radiactividad natural, comprobó que esta era de naturaleza compleja cuando era sometida a la influencia de campos eléctricos o magnéticos.

8.1. Desintegración alfa (α)

Consiste en una emisión de partículas con carga positiva de +2 y masa 4 en la escala de masa atómica; son comparativamente muy lentos (20 000 km/s) y con muy leve poder de penetración; pueden ser detenidos con un hoja de papel, estas partículas son idénticas a los

núcleos de los átomos de helio ordinario ( )+242He .

Ley de Soddy – Fajans.- “Si un núcleo emite una partícula alfa, el nuevo núcleo (hijo) tiene un número de masa 4 unidades menos y un número atómico 2 unidades menos que el núcleo padre”.

A A 4 4Z Z 2 2E X He γ−

−→ + +

Bloque de Pb

Sustancia radiactiva

Rendija Placas cargadas eléctricamente

Rayos β

Rayos γ

Rayos α

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Por ejemplo:

238 234 492 90 2U Th He γ→ + +

14 106 4C Be α γ→ + +

8.2. Desintegración beta (β)

Consiste en una emisión de partículas cargadas negativamente, −1, posee propiedades idénticas a las de los electrones; su velocidad es aproximadamente igual a la de la luz, su capacidad de penetración es de unas 100 veces superior a la de los rayos α. Cuando el núcleo del átomo de un elemento radiactivo emite una partícula “β”, el nuevo elemento originado no experimenta variación en su masa atómica; pero su número atómico aumenta en una unidad.

0n p β+ −→ +

Ley de Soddy – Fajans.- “Si un núcleo inestable emite una partícula beta negativa (β−), el núcleo tiene un número atómico mayor en una unidad y el número de masa igual, que el núcleo padre”

A AZ Z 1E X v v : antineutrinoβ −

+→ + +

Por ejemplo:

234 23490 91Th Pa vβ −→ + +

14 147 8N O vβ −→ + +

Si el núcleo peso tiene más protones que neutrones, entonces un protón se transforma en neutrón y se emite un positrón o beta positivo, β+.

0p n β+ +→ +

Un protón se puede transformar en neutrón, si un electrón es absorbido por el núcleo.

0e p n rayos X− ++ → +

8.3. Desintegración gamma (γ)

Son radiaciones electromagnéticas de longitud de onda muy corta al igual que los rayos X, (λ = 0,0005 a 0,1 nm), que acompañan a una emisión de fotones de alta energía, hν. cuya energía es igual a la diferencia de energía entre el estado basal y el estado nuclear excitado. No produce ningún cambio en el número atómico o másico, razón por la que suele omitirse al escribir una reacción nuclear, su poder de penetración es de alrededor 1000 veces más que la capacidad de penetración que los rayos α.

Por ejemplo: ( )9 94 4Be * Be γ→ +

Tipo de radiación

α β γ

Carga relativa +2 −1 0

Masa 6,64 x 10−24 g 9,11 x 10−28 g 0

Fuerza relativa de penetración 1 100 1000

Poder ionizante Alta baja muy baja Velocidad de salida del núcleo (en el vacío) ± 20 000 km/s ± 270 000 km/s 300 000 km/s

Identidad Núcleo de +242He Electrones Radiación de alta

energía

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9. Tipos de Reacciones Nucleares

9.1. Fisión Nuclear

La fisión nuclear llamada también escisión nuclear, es la división que sufre un núcleo atómico (números atómicos > 80 ó número de masa > 200), para dar origen a núcleos más pequeños, de masa intermedia y uno o más neutrones, esto origina emisión de energía cuyo origen se halla en la energía de empaquetamiento del núcleo atómico, que es directamente proporcional a la disminución de la masa que se produce.

Varios isótopos de los elementos pesados se fisionan si son bombardeados por neutrones de energía suficientemente alta; en la práctica, la atención se ha centrado particularmente en

dos isótopos U23592 , de ocurrencia natural y Pu239

94 , artificial; ambos pueden dividirse en fragmentos por neutrones de baja energía.

Por ejemplo: ( )235 1 236 143 90 1 1292 0 92 56 36 0U n U Ba Kr 3 n 4,6x10 cal / mol+ → → + + +

9.2. Fusión Nuclear

Se trata de unir núcleos ligeros para obtener un núcleo pesados y sólo es favorable para átomos ligeros, el objeto que se persigue es obtener energía a partir de las diferencias entre las fuerzas de enlace de los núcleos en una reacción nuclear. La energía que se puede obtener por fusión nuclear es considerablemente mayor que la que se obtiene por fisión de la misma masa de un elemento pesado. Este tipo de reacción nuclear está en gran parte exenta del problema de desechos nucleares.

Por ejemplo: 2 2 3 1 131 1 1 1H H H H 6,3x10 J / mol−+ → + +

2 3 4 1 121 1 2 0H H He n 2,8x10 J / mol−+ → + +

Debido a que las reacciones de fusión nuclear sólo se llevan a cabo a muy altas temperaturas (≥ 10 000 000 ºC generalmente), se les conoce como reacciones termonucleares.

Comparación de las reacciones químicas en las reacciones nucleares

Reacciones Químicas Reacciones Nucleares

1. Sólo los electrones de los orbitales atómicos están implicados en la ruptura y formación de enlaces.

1. Pueden estar implicados los protones, neutrones, electrones y otras partículas elementales.

2. Los átomos se arreglan por la ruptura y formación de enlaces químicos.

2. Los elementos (o los isótopos de los mismos elementos) se interconvierten los unos en los otros.

3. Las reacciones se acompañan por la absorción o liberación de cantidades de energía relativamente pequeñas.

3. Las reacciones van acompañadas por la absorción o liberación de enormes cantidades de energía.

4. Las velocidades de reacción se ven afectadas por la temperatura, presión, concentración y catalizadores.

4. Las velocidades de reacción, por lo general, no se ven afectadas por la temperatura, la presión o los catalizadores.

10. Radiaciones Electromagnéticas

Son una forma de energía con características de onda, que se mueve en el vacío a una velocidad de 3x108 m/s, su movimiento esta asociado con cambios periódicos en los campos eléctricos y magnéticos.

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• Longitud de onda, λ: Es la distancia entre puntos idénticos en ondas sucesivas, también se mide como la distancia entre dos nodos alternos:

Unidades: Ángstrom (Å); m, cm., nm, etc. 1 Å = 10−8 cm. = 10−10 m 1 nm = 10 Å

• Frecuencia, ν: Es el número de ondas (oscilaciones completas o ciclos) que pasa a través de un punto específico en un segundo.

Unidades: Hertz (Hz). -11Hz s

sciclos

s= = =

• Velocidad, v: Nos indica la rapidez con la que se desplaza la onda. Las radiaciones electromagnéticas, en el vacío, viajan a la velocidad de la luz. Para cualquier onda que viaja con cierta velocidad (v), la longitud de onda y la frecuencia se relacionan de la siguiente forma:

v = λν , en el vacío c = λν

• Amplitud: Es la distancia vertical de la línea media de la onda a la cresta o al valle o depresión. En el caso de las radiaciones visibles, la amplitud de una onda está relacionada con la brillantez o intensidad de la luz.

• Periodo, T: Es el tiempo que tarda en realizar un ciclo o recorrer una longitud de onda. Es inversamente proporcional a la frecuencia.

ν=

1 T

Unidad: s (segundo) • Número de onda, ν : Es el número de longitudes de onda o número de ciclos presentes en una

distancia de 1 cm. Esto equivale a la inversa del valor de su longitud de onda expresada en cm.

ν = λ1

Unidad: cm-1

Espectro Electromagnético

Rayos cósmicos Rayos γ Rayos X Rayos

UV Luz visible

Rayos IR Microondas Ondas

de TV Ondas de radio

λ 10−5 nm 10−3 nm 1 nm 10 nm 500 nm 2500 nm 0,3 cm 30 cm 30 m

Espectro visible

Violeta Azul Verde Amarilla NNaranja Rojo

λ (Å) 4000 - 4500 4500 – 5000 5000 – 5700 5700 - 5900 5900 - 6100 6100 - 7000

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3. TEORÍA CUÁNTICA

Los modelos atómicos descritos anteriormente no explican las distintas propiedades químicas de los elementos, ni el por qué se produce un enlace químico; para mejorar la comprensión de este hecho, es necesario en primer término, conocer más acerca del ordenamiento de los electrones en los átomos; las teorías acerca de estos ordenamientos se basan en gran parte, en el estudio de las radiaciones electromagnéticas que son emitidas o absorbidas por los átomos.

1. Teoría de Max Planck

Ante el fracaso de la Física Clásica, al suponer que los átomos y las moléculas podían emitir (o absorber) cualquier gama continua de energías radiante; Max Planck (1900) luego de estudiar la radiación térmica de los cuerpos negros, estableció que el material del cual estaban hechas las paredes del cuerpo negro no absorbía ni emitían todas las radiaciones en forma continua, sino que lo hacían en porciones discretas de energía, a las que llamó cuantos.

La energía E que transporta un solo cuanto o fotón depende del tipo de radiación electromagnética en la que se encuentra y su valor es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación emitida o absorbida. Los fotones de radiación de alta frecuencia tienen alta energía, mientras que los fotones de radiación de baja frecuencia tienen baja energía:

fotónE ν∝

La constante de proporcionalidad (h) para esta relación, es ahora conocida como la constante de Planck:

fotóncE h hνλ

= =

h = 6,6252x10-34 J s; ó 6,6252x10-27 erg s

De acuerdo con la Teoría o Mecánica Cuántica de Planck, la energía siempre se emite en múltiplos enteros de hν. Esta teoría describe con mayor precisión el comportamiento de partículas muy pequeñas como los electrones, dado que se basa en las propiedades ondulatorias de la materia. Una consecuencia de estas propiedades es la cuantización de la energía.

Los postulados de la Teoría Cuántica son:

• Los átomos y las moléculas sólo pueden existir en determinados estados de energía, en cada uno de estos estados, el átomo o la molécula tienen energías definidas; cuando cambian de estado energético, deben absorber o emitir la cantidad exacta de energía para ir a dicho estado.

• Cuando los átomos o moléculas absorben o emiten radiaciones electromagnéticas (luz) en el proceso de cambiar sus estados energéticos, la longitud de onda (λ) de la luz está relacionada con el cambio de energía a través de la ecuación:

2 1cE E E h hνλ

Δ = − = =

Donde:

h Constante de Planck 6,6252x10-27 erg s 6,6252x10-34 J s c Velocidad de la luz 3x1010 cm/s 3x108 m/s ν Frecuencia 1/s (Hz: Hertz) λ Longitud de onda cm m

• Los estados permitidos de energía de átomos o moléculas se pueden describir por un conjunto de números conocidos como números cuánticos.

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2. Modelo Atómico de Niels Bohr

N. Bohr (1913) abandonando las consideraciones que la Física Clásica tenían del átomo, desarrolló una teoría que permitió explicar con mucho éxito el espectro del átomo de hidrógeno; la misma se sustentó en la Teoría Cuántica. El modelo atómico de Bohr sólo es válido para átomos con un solo electrón.

El espectro atómico o espectro de líneas es una representación gráfica del conjunto de longitudes de onda de las REMs emitidas por un átomo excitado. Por ejemplo, el espectro atómico del hidrógeno es: 410, 434, 486 y 656 nm; y se representan como se indica en la siguiente figura:

Cada elemento tiene su propio espectro de líneas característico, una especie de huella dactilar atómica. La naturaleza discontinua de los espectros atómicos indica que la energía absorbida (dado que la energía depende de la longitud de onda), y que luego es emitida, no es continua.

Adicionalmente, el modelo atómico de Rutherford no indica cómo se ordenan los electrones alrededor del núcleo del átomo y, según la física clásica, los elementos en movimiento deberían radiar energía, originando su “caída” hacia el núcleo.

El modelo atómico de Bohr se sustenta en los siguientes postulados:

• El átomo de hidrógeno posee un núcleo que contiene un protón y alrededor del cual gira un electrón en órbitas circulares, de tal manera que la fuerza eléctrica (coulómbica) que genera el núcleo se balancea con la fuerza centrípeta del electrón.

Feléctrica = Fcentrípeta • Los electrones sólo giran en aquellas órbitas donde su momento angular (mvr) es un múltiplo

entero y positivo de h/2π.

hmv r n2π

⎛ ⎞= ⎜ ⎟⎝ ⎠

Donde, n es un número positivo entero, y representa el nivel principal de energía.

Para el hidrógeno, los radios de las órbitas permitidas son:

2n 0r n a=

Donde: a0 = 0,53 oA

• Mientras el electrón permanece en una determinada órbita, no absorbe ni irradia energía, es decir, que la energía permanece constante.

ETotal = Ecinética + Epotencial = constante • Si un electrón se traslada de una órbita a otra, entonces debe absorber o emitir una cierta

cantidad de energía, equivalente a la diferencia de energías entre las dos órbitas:

f i 2 2i f

1 1E E E Kn n

⎛ ⎞Δ = − = −⎜ ⎟

⎝ ⎠

Donde: K = 13,6 eV, ó 21, 78x10-12 erg; n es la órbita del electrón; y los subíndices i y f indican el estado inicial y final del electrón o el átomo, respectivamente.

Las longitudes de onda de las emisiones correspondientes al espectro de líneas del hidrógeno, se calcula mediante la ecuación de Rydberg.

2 2f i

1 1 1Rn nλ

⎛ ⎞= −⎜ ⎟

⎝ ⎠

Donde: R = 1,097x107 m-1.

A pesar que el modelo de Bohr explica el espectro de líneas del hidrógeno y puede ser aplicado a átomos con un solo electrón, éste falla con átomos con más de un electrón, debido a

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que estos sistemas presentan atracciones núcleo-electrón y repulsiones electrón-electrón adicionales. Además, los electrones no viajan en órbitas fijas.

3. Efecto Fotoeléctrico

Este fenómeno fue descubierto accidentalmente por H. Hertz (1887), en él ciertos metales, bajo la influencia de una radiación electromagnética con frecuencia mínima, denominada frecuencia de umbral, emiten fotoelectrones desde su superficie. P. Lenard discípulo de Hertz encontró que el número de fotoelectrones emitidos no depende de la energía de la radiación incidente sino de la intensidad (o brillantez) de la misma; por lo que independientemente de cuán intensa es la radiación. Por debajo de la frecuencia de umbral no se emiten electrones.

A. Einstein utilizando la Teoría Cuántica propuesta por Planck, sugirió que no se debía pensar en las radiaciones electromagnéticas sólo en términos de onda, sino también como en un rayo de partículas, llamados fotones; estableció que un fotón, cuya energía es hν, penetraba en el material fotoeléctrico e interaccionaba con el electrón menos sujeto de la sustancia, al cual le transfería toda su energía. Si la energía es igual o mayor a la cantidad que se requiere para liberar al electrón, éste puede escapar y unirse a la corriente fotoeléctrica con una determinada energía cinética.

En consecuencia tenemos que:

Energía del fotón = energía de umbral + energía cinética

212h W mvν = +

La energía de umbral es característico del metal sobe el que incide la radiación electromagnética, y puede relacionarse mediante la ecuación de Planck como:

W = h ν0

Donde ν0 es la frecuencia de umbral, por tanto la radiación incidente de tener una frecuencia mayor a ν0 (ν > ν0) para asegurar la emisión de un electrón.

Con esto quedó demostrado que la radiación electromagnética posee propiedad corpuscular o de partícula (propiedad mecánica), de tal manera que los fotones poseen cantidad de movimiento y por tanto, la capacidad de mover corpúsculos.

El efecto Compton, también encontró una explicación a través de la Teoría Cuántica, mediante la cual un fotón de una radiación electromagnética al chocar con un electrón libre en reposo pierde parcialmente su energía y esto se refleja con el incremento de la longitud de onda, y en consecuencia la disminución de la frecuencia, del fotón.

4. Naturaleza Ondulatoria del Electrón

¿Por qué el electrón, en el átomo de Bohr, está circunscrito a girar en órbitas alrededor del núcleo a distancias fijas?

L. D’Broglie (1925) sugirió que en circunstancias adecuadas, partículas muy pequeñas como los electrones pueden tener propiedades ondulatorias:

“Los cuerpos materiales que viajan a una cierta velocidad poseen propiedades (carácter dual): propiedad de partícula (propiedad mecánica) y propiedad de onda (ondas de materia)”

Predijo que una partícula con masa m y velocidad v tiene una longitud de onda, λ, asociada a ella; onda que posee diferentes características a las ondas electromagnéticas conocidas: no se propagan en el vacío y, nunca llegan a adquirir la velocidad de la luz.

De acuerdo con De Broglie, un electrón enlazado a un núcleo se comporta como una onda estacionaria, de tal forma que en una órbita debe existir un número entero de ondas, con

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determinada frecuencia (o longitud de onda), por esto, no es posible estructurar una órbita a cualquier distancia del núcleo.

En la primera figura, el radio de la órbita permite disponer exactamente tres ondas asociadas a los electrones; mientras que en la segunda, el radio no es el adecuado para contener las ondas asociadas a esos electrones, por tanto no es una órbita permitida.

Al combinar la energía del fotón de Planck con la ecuación de Einstein, De Broglie obtiene la siguiente expresión:

hpλ

=

Donde p es el momento (cantidad de movimiento) del fotón, por tanto, queda implícito que existe una masa asociada al fotón

hmcλ

=

Pero si la ecuación obtenida por De Broglie se aplica a una partícula, como el electrón, se obtiene la longitud de onda asociada a ésta partícula:

hmv

λ =

De esta manera queda establecido la doble naturaleza que presentan las partículas, es decir, que éstas deben poseer propiedades características de las ondas. También queda verificada la doble naturaleza del fotón, enunciada por Einstein para el efecto fotoeléctrico, de tal forma que existe una masa asociada al fotón.

La onda asociada al electrón debe ser una onda estacionaria, es decir, no debe interferir consigo misma y en consecuencia destruir su órbita alrededor del núcleo atómico, C. Davisson y L.H. Germer (1927) demostraron experimentalmente que un haz de electrones tenían propiedades ondulatorias ya que experimentaban el fenómeno de difracción que es propio de las ondas cuando atravesaban un cristal de níquel.

Niels Bohr propuso el principio de complementariedad según el cual, la propiedad dual (onda-partícula) nunca se presenta en forma simultánea en un determinado fenómeno.

5. Principio de Incertidumbre de Heisenberg

Este principio fue propuesto en 1927 por W. Heisenberg, el cual establece que:

“Es imposible determinar en forma simultánea la posición (x) y el momento cinético (p, definido como el producto de la masa por la velocidad, mv) del electrón”.

Como los electrones son tan pequeños y se mueven con tal rapidez, su movimiento sólo puede ser detectado mediante radiaciones electromagnéticas de corta longitud de onda. Los fotones altamente energéticos de estas radiaciones interaccionan con los electrones que tienen aproximadamente las mismas energías que éstos, ello perturbará en forma considerable el movimiento de estos últimos haciendo incierto su momento cinético.

La relación entre la incertidumbre de la posición (Δx) y la incertidumbre del momento (Δp) se representa matemáticamente mediante la siguiente ecuación:

hp x4π

Δ Δ ≥

Donde:

Δp = incertidumbre o error en la medida del momento. Δx = incertidumbre o error en la medida de la posición. h = constante de Planck.

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El principio de incertidumbre tiene profundas implicaciones en el modelo atómico actual, porque significa que no es posible asignar rutas o caminos fijos para los electrones, como las órbitas circulares del modelo de Bohr.

6. Modelo Mecánico-Cuántico del Átomo

Sin duda, la contribución de Bohr fue importante al sugerir que la energía de un electrón en un átomo esta cuantizada; sin embargo, ésta teoría no describe por completo el comportamiento electrónico de los átomos. En 1926, Erwin Schrödinger propuso una ecuación de onda que le permitió calcular con exactitud los niveles de energía del átomo de hidrógeno así como describir el comportamiento del electrón; la aplicación de esta ecuación en átomos y moléculas más complejas obliga a efectuar suposiciones de simplificación para hallar su solución.

( )2 2 2

2 2 2 2

8 m E V 0x y z h

π∂ Ψ ∂ Ψ ∂ Ψ+ + + − Ψ =

∂ ∂ ∂

Donde:

x, y, z: representan los ejes coordenados en el espacio tridimensional

Ψ: función de onda del electrón

m: masa del electrón

V: energía potencial del electrón

E: energía total del electrón

Esta ecuación incorpora tanto el comportamiento de partícula, en términos de la masa m, como el de onda, en términos de la función de onda Ψ. La función de onda en sí misma no tiene significado físico directo. Sin embargo la probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio es proporcional a Ψ2.

Aunque queda claro que no se puede saber en qué parte del átomo se localiza el electrón, sí define la región en la que puede encontrarse en un momento dado. El concepto de densidad electrónica da la probabilidad de encontrar un electrón en una región del átomo. Ψ2 define la distribución de densidad electrónica alrededor del núcleo. Esto lleva a sustituir el concepto de órbita por el de orbital. El orbital atómico se considera como la función de onda del electrón de un átomo.

7. Números Cuánticos

Cada solución de la ecuación de onda de Schrödinger; se describe mediante un conjunto de tres números cuánticos n, y m ; estos números establecen el estado de un electrón, fijando su energía y la función ondulatoria; Paul Dirac (1928) teniendo en cuenta los efectos de la relatividad, reformuló la mecánica cuántica electrónica sugiriendo un cuarto número cuántico, ms.

7.1. Número Cuántico Principal (n)

Determina el volumen efectivo de la REEMPE (Región Espacio Energética de Manifestación Probabilística Electrónica) es decir relaciona la distancia promedio que existe entre el electrón y el núcleo atómico; determina el nivel energético principal al cual pertenece el electrón. Este número toma sólo valores enteros y positivos:

n = 1, 2, 3, 4...... (Pero no cero) En un átomo, los electrones que tienen el mismo valor de n se mueven más o menos en

la misma región y se dice que están en el mismo nivel o capa. A mayor valor de n, mayor es la distancia promedio de un electrón en el orbital con respecto al núcleo y en consecuencia mayor (y menos estable) es el orbital.

El número máximo de electrones que existe en cada nivel n es: 2n2

7.2. Número Cuántico Secundario ( )

Llamado también azimutal o de momento angular; determina el contorno geométrico general de la nube electrónica asociada con el electrón, además del momento angular, correspondiendo a valores más altos de a un momento angular mayor.

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El número cuántico de un electrón indica el subnivel o subcapa y está relacionado con el

número cuántico n de un electrón en ese estado; para un valor de n, esta limitado a los valores:

0 1 2 3 4 5 n − 1

Nombre del orbital s p d f g h ……

El número de orbitales por subnivel se es igual: 2 + 1

El número máximo de electrones que existe en cada subnivel se obtiene mediante la fórmula: 2 (2 + 1)

Subniveles Denominación espectroscópica Valores de “ ” Forma de los orbitales

s sharp 0 esférica

p principal 1 dilobular

d diffuse (difuso) 2 tetralobular

f fundamental 3 compleja

7.3. Número Cuántico Magnético (m )

Este número está asociado con la orientación espacial de la nube electrónica respecto a una dirección dada, que suele tener el átomo debido a un fuerte campo magnético. En cada subnivel, m puede tomar valores integrales desde:

− , (− + 1),……,0,……,(+ − 1), +

En general, dentro de un subnivel dado de un número cuántico habrá 2 + 1 orbitales.

Cada uno de estos 2 + 1 orbitales tendrá fundamentalmente la misma energía.

7.4. Número Cuántico del Spin (mS)

Este número cuántico está asociado al giro del electrón alrededor de sí mismo y a la orientación del campo magnético que éste produce; los valores que puede adoptar son:

mS : +½ ó -½

Este número cuántico no guarda relación con los números cuánticos obtenidos al resolver la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno n, y m ; este número cuántico fue introducido para compatibilizar aspectos teóricos desarrollados con resultados experimentales obtenidos.

W. Pauli (1925), al estudiar el carácter magnético de los electrones, propuso una regla que restringía la cantidad de electrones en un subnivel, esta regla conocida como el Principio de

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Exclusión de Pauli establece que: En un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos, esto implica la no presencia de más de dos electrones en un orbital, esto es, s = + y − para los dos electrones.

8. Configuración Electrónica

Con la ayuda de los conceptos de niveles y subniveles es posible desarrollar la estructura electrónica de los elementos; a este proceso se le conoce con el nombre de Aufbau −construcción−, este proceso se basa en tres principios importantes, que determinan a que subniveles se asignarán los electrones, para ello es conveniente adoptar una notación abreviada para designar las estructuras electrónicas.

Los electrones de un determinado subnivel se designan como n x, en donde n es el número

cuántico principal, es la designación de los subniveles en función de las letras: s, p, d, f… etc.,

que corresponden a los números cuánticos de los subniveles respectivos = 0, 1, 2, 3,…., y x es el número de electrones que existen en el subnivel correspondiente. Los electrones se asignarán a los subniveles disponibles en el orden creciente de sus energías.

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s……..

La distribución de electrones está de acuerdo a la energía de cada orbital, pero en este caso sólo consideraremos una energía relativa que se obtiene sumando los dos primeros números cuánticos del orbital (n+ ). Por lo común el subnivel de menor energía es la que tiene el valor (n+ )

menor. Si existen dos subniveles que dan el mismo valor (n+ ), la de menor energía es la que tiene menor valor de n.

RE n= +

Por ejemplo:

Elemento Configuración electrónica

1H 1s1

2He 1s2

3Li 1s2 2s1

5B 1s2 2s2 2p1

6C 1s2 2s2 2p2

20Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

21Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

30Zn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

36Kr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6

Con el fin de abreviar la escritura de las configuraciones, se acostumbra indicar entre corchetes [ ], el gas noble que le antecede al elemento y a continuación se indica la configuración electrónica más externa de los electrones del átomo, aquellos que resultan responsables del comportamiento químico del elemento.

Elemento Configuración electrónica Forma abreviada

3Li 1s2 2s1 [ 2He ] 2s1

10Ne 1s2 2s2 2p6 [ 2He ] 2s2 2p6

12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 [ 10Ne ] 3s2

17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 [ 10Ne ] 3s2 3p5

20Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 [ 18Ar ] 4s2

35Br 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p5 [ 18Ar ] 4s2 3d10 4p5

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9. Diagrama de Orbital

En ciertos casos, es necesario señalar como se asignan los electrones dentro de los orbitales, para ello debe hacerse uso de los diagramas de orbitales. En un diagrama de orbital se utilizan flechas para indicar el giro del electrón; un electrón con ms = + se indica por ( ) mientras que el electrón con giro opuesto ms = − se indica por ( ).

La Regla de Hund de multiplicidad máxima se aplica cuando se debe decidir como disponer los electrones en los orbitales degenerados −orbitales de energías equivalentes−; esta regla establece que el orden de llenado en un subnivel es aquel en el que hay el máximo de orbitales semillenos.

1s 2s 2p Notación simplificada 7N ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 1s2 2s2 2p3 [2He] 2s2 2p3

9F ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 1s2 2s2 2p5 [2He] 2s2 2p5

10. Paramagnetismo y Diamagnetismo

Se sabe que toda carga eléctrica en movimiento, genera un campo magnético, por lo tanto el electrón se comporta como un pequeño electroimán creando un campo magnético como consecuencia de su giro (spin).

Por esta razón una sustancia que posea electrones sin aparear será atraída por un campo magnético; esta propiedad se denomina paramagnetismo y su intensidad o momento magnético -μ- está determinada por el número de orbitales no apareados que posea en su configuración electrónica y se calcula a través de la siguiente ecuación:

( )D D 2μ = +

μ = Momento magnético

D = Número de electrones desapareados

Cuando dos electrones se aparean en un mismo orbital, los campos magnéticos generados se anulan; por lo tanto aquellas sustancias en las cuales sus electrones se encuentran apareados, serán repelidas si se sitúan dentro de un campo magnético, a ellas se les denomina diamagnéticas.

Cuando un átomo neutro pierde electrones transformándose en un catión lo hace perdiendo sus electrones del nivel más externo, y no los electrones de mayor energía relativa.

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- 22 -

H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S ClK Ca …

4. TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO

Uno de los logros más importantes de la Química, después del descubrimiento del átomo; fue la identificación y clasificación de los elementos; así como, la determinación del lugar que ocuparían en la Tabla Periódica. La identificación de toda la serie de elementos naturales y el estudio de todas sus propiedades, ha demandado muchos años de intensa labor; en la actualidad la investigación en este campo se ha centrado en la producción artificial de nuevos elementos.

1. Antecedentes

J. Döbereiner (1817 a 1829) dio el primer paso en la clasificación de los elementos al agruparlos en series de tres llamándolas Triadas; los elementos que pertenecían a una triada poseían propiedades químicas semejantes; encontró además que el átomo central de una triada poseía un peso atómico aproximadamente igual a la semisuma de los pesos atómicos de los elementos extremos.

Así por ejemplo, el peso atómico del Sr (87,62 uma) era aproximadamente igual al valor medio

de los pesos atómicos del Ca (40,08 uma) y Ba (137,34 uma): 2

36,13708,4063,87 +≈

Calcio 40,08 Cloro 35,453 Litio 6,941 Azufre 32,064

Estroncio 87,62 Bromo 79,904 Sodio 22,99 Selenio 78,96

Bario 137,34 Yodo 126,905 Potasio 39,098 Telurio 127,60

Hacia 1850 los químicos habían llegado a identificar unas veinte (20) triadas, lo que indicaba la existencia entre los elementos de una cierta regularidad; esta forma de clasificación fue descartada al descubrirse nuevos elementos cuyas propiedades no cumplían con las triadas.

A.E. Beguyer de Chancourtois (1862) construyó su Vis tellurique, curva helicoidal en el espacio sobre un cilindro vertical, en el que los elementos estaban dispuestos siguiendo el orden creciente de sus pesos atómicos en ella los puntos correspondientes diferían en 16 unidades de peso atómico. Los elementos análogos caían prácticamente sobre la misma generatriz y, por tanto, aparecía una cierta repetición periódica de propiedades, este diagrama pareció muy complicado y artificial por lo que recibió muy poca atención.

J. Newlands (1864 a 1866) logró un gran avance en la clasificación periódica, su trabajo conocido como la Ley de las Octavas es indudablemente precursor de la clasificación actual; en el Newlands organizó los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos, y observó que el octavo elemento a partir de uno cualquiera, poseía propiedades físicas y químicas muy similares al primero.

Aún cuando la Ley de las Octavas presenta algunas inexactitudes en razón de la falta de pesos atómicos confiables y al desconocimiento en su tiempo de la existencia de ciertos elementos; su gran aporte radicaba en el hecho que marcaba la división de los elementos en Familias naturales o Grupos ( ) y en Períodos ( ); por desgracia para la vigencia de esta Ley, se descubrió a fines del siglo XIX, un grupo de elementos gaseosos inertes.

D. Mendeleiev y L. Meyer (1869) propusieron cada uno en forma independiente una tabulación más amplia de los elementos basada en la recurrencia periódica y regular de las propiedades químicas o físicas de los mismos.

• Mendeleiev: Propuso una clasificación periódica de los entonces 63 elementos conocidos, sobre la base de que las propiedades químicas de los mismos son función periódica de sus pesos atómicos, convencido del carácter general de su Ley, no dudó en invertir el orden de pares de elementos controvertibles: 18Ar−19K; 27Co−28Ni; 52Te−53I y 90Th−91Pa; los que no están dispuestos en el sistema periódico en orden creciente de sus pesos atómicos; fueron sus propiedades químicas las que justificaron su posición correcta.

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• Lothar Meyer: Basó la estructura de un nuevo sistema periódico en extensos gráficos en los que se mostraba los volúmenes atómicos, fusibilidad, volatilidad, comportamiento electroquímico y otras propiedades de los elementos químicos como función de sus pesos atómicos; la Tabla Periódica propuesta por Meyer, dejó también lugares vacíos para elementos que aún no se habían descubierto; su conocimiento fue posterior a la de Mendeleiev; la cual era más completa, sencilla y audaz.

2. Clasificación Periódica Moderna

Henry Moseley en 1914 descubrió el principio que guía la actual clasificación moderna; este descubrimiento necesitó de dos acontecimientos anteriores: 1º Formulación del concepto átomo-nuclear, con la determinación en un átomo neutro de un número de protones igual al de los electrones; 2º Series de pesos atómicos consistentes y dignos de confianza.

Moseley estableció a través de sus experimentos de difracción de los rayos X, obtenidos al bombardear sucesivamente 42 elementos metálicos utilizados como anticátodos con rayos catódicos altamente acelerados; que las longitudes de onda de los rayos X emitidos por diversos blancos metálicos, eran similares, excepto que cada línea espectral para elementos de pesos atómicos sucesivamente mayores, se desplazaba a longitudes de onda más corta.

Moseley demostró a través del trazado de una gráfica que la recíproca de la raíz cuadrada de la longitud de onda 1

λ de cada línea kα (principal línea espectral) frente al valor del número atómico del elemento respectivo Z, guardaban una relación lineal o proporcional. Estos resultados sugirieron la idea de que el primer factor para la clasificación de los elementos es el número atómico y no el peso atómico.

( )1 A Z Bλ= −

Donde Z es el número atómico (carga nuclear) y A y B son constantes para todos los elementos. Puesto que 1/λ es proporcional a la frecuencia, ν, de la radiación, tenemos: ν ∝ Z2.

“Las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos (Z); es decir, varían en forma sistemática o periódica con la carga nuclear”

Las configuraciones electrónicas de los elementos ayudan a explicar la repetición de las propiedades físicas y químicas. La importancia y utilidad de la Tabla Periódica radican en el hecho de que se la puede utilizar para entender las propiedades generales y tendencias dentro de un grupo o un período para predecir con una exactitud considerable las propiedades de cualquier elemento, aun cuando el elemento no sea familiar.

3. Estructura de la Tabla Periódica Actual

La Tabla Periódica actual fue diseñada por J. Werner y es de la forma larga; posee siete filas horizontales, llamadas períodos, los elementos que se encuentran en un mismo período tienen propiedades que varían en forma progresiva a través de la Tabla; la longitud de los diferentes períodos varía de 2 a 32 elementos. A los tres (3) primeros períodos se les denomina cortos, el cuarto y quinto se denominan largos y los restantes extra largos.

Estructura de la Tabla Periódica

Periodo Número de elementos Empieza con: Termina con:

1 2 1H 2He

2 8 3Li 10Ne

3 8 11Na 18Ar

4 18 19K 36Kr

5 18 37Rb 54Xe

6 32 55Cs 86Rn

7 --- 87Fr -----

Las columnas verticales se conocen como grupos o familias, a cada una de las cuales se les ha asignado un número; actualmente ha sido recomendada por la Commission on Nomenclature of Inorganic Chemistry, CNIC y la International Union of Pure and Applied Chemistry, IUPAC, el uso

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- 24 -

de la tabla con 18 columnas, en 1989 la IUPAC recomendó emplear la numeración arábiga para las 18 columnas, pero por costumbre en la actualidad se emplea la notación romana propuesta por H. G. Deming en 1923.

• Elementos Representativos: Son todos los elementos de los grupos A, donde los electrones externos o electrones de valencia ocupan un orbital s y/o p, sus propiedades dependen de estos orbitales. (n es el número del período en el que está situado el elemento).

Grupo A Nombre Configuración electrónica externa

I Metales alcalinos (excepto H) ns1

II Metales alcalino térreos ns2

III Térreos o boroides ns2 np1

IV Carbonoides ns2 np2

V Nitrogenoides ns2 np3

VI Anfígenos o calcógenos ns2 np4

VII Halógenos ns2 np5

• Gases Nobles: Son elementos que pertenecen al grupo VIII A ó 18; con excepción del helio (1s2), todos poseen una configuración de ocho electrones en el nivel de energía superior (ns2np6). Aparentemente esta configuración −octeto electrónico− confiere a los elementos que la poseen, cierta inactividad química; en la actualidad, se sabe que los miembros de mayor peso atómico forman compuestos, en su mayoría lo hacen con el flúor y oxígeno.

• Elementos de Transición, d: Son todos los elementos de los grupos B, se caracterizan por tener su último electrón en el subnivel d, excepto los elementos del grupo IIB (zinc, cadmio y mercurio), en los que sus últimos electrones se encuentran en el subnivel s; el considerarlos en su estudio junto con los metales de transición d, se debe a que sus propiedades químicas son similares.

Grupo B Configuración electrónica externa Denominación

III (n−1)d1 ns2 Familia del escandio

IV (n−1)d2 ns2 Familia del titanio

V (n−1)d3 ns2 Familia del vanadio

VI (n−1)d5 ns1 Familia del cromo

VII (n−1)d5 ns2 Familia del manganeso

(n−1)d6 ns2

(n−1)d7 ns2 VIII

(n−1)d8 ns2

Elementos ferromagnéticos (familia del Fe, Co y Ni)

I (n−1)d10 ns1 Familia del cobre (metales de acuñación)

II (n−1)d10 ns2 Familia del Zinc (elementos “puente”)

• Elementos de Transición Interna, f: Se les conoce como elementos de transición f, debido a que los electrones externos se adicionan en el subnivel f ; todos son metales y se localizan entre los grupos IIIB y IVB y son:

Primera serie de transición interna (lantánidos: lantanoides): Poseen propiedades semejantes al lantano:

57La 71Lu la subcapa 4f se está llenando.

Segunda serie de transición interna (actínidos: actinoides): Poseen propiedades semejantes al actinio; todos son radiactivos, y a partir del Uranio (transuránicos), todos son artificiales:

89Ac 103Lr la subcapa 5f se está llenando.

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- 25 -

18

VI

II A

2

He

helio

4,

003

10

Ne

neón

20

,18

10

Ar

argó

n 39

,95

36

3

Kr

krip

tón

83,8

0

54

2

,6

Xe

xenó

n 13

1,3

86 R

n ra

dón

118 U

uo

17

VII A

9

3

,98

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19

,00

17

3,

16

Cl

clor

o 35

,45

35

2,

96

Br

brom

o 79

,90

53

2,

66

I io

do

126,

9

85

2

At

asta

to

71

1,

27

Lu

lute

cio

175,

0

103

Lr

laur

enci

o

16

VI A

8

3

,44

O

oxíg

eno

16,0

0

16

2,

58

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ufre

32

,07

34

2,

55

Se

sele

nio

78,9

6

52

2

,1

Te

telu

rio

127,

6

84

2

Po

polo

nio

116 U

uh

70

Yb

iterb

io

173,

1

102

1

,3

No

nobe

lio

15

V A

7

3

,04

N

nitró

geno

14

,01

15

2,

19

P fó

sfor

o 30

,97

33

2,

18

As

arsé

nico

74

,92

51

2,

05

Sb

antim

onio

12

1,8

83

2,

02

Bi

bism

uto

209,

0

69

1,

25

Tm

tulio

16

8,9

101

1

,3

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men

dele

vio

14

IV A

6

2

,55

C

carb

ono

12,0

1

14

1

,9

Si

silic

io

28,0

9

32

2,

01

Ge

germ

anio

72

,64

50

1,

96

Sn

esta

ño

118,

7

82

2,

33

Pb

plom

o 20

7,2

114 U

uq

68

1,

24

Er

erbi

o 16

7,3

100

1

,3

Fm

ferm

io

13

III A

5

2

,04

B

boro

10

,81

13

1,

61

Al

alum

inio

26

,98

31

1,

81

Ga

galio

69

,72

49

1

,78

In

indi

o 11

4,8

81

1,

62

Tl

talio

20

4,4

67

1,

23

Ho

holm

io

164,

9

99

1

,3

Es

eins

teni

o

12

II B

30

1,

65

Zn

zinc

65

,38

48

1

,69

Cd

cadm

io

112,

4

80

2

Hg

mer

curio

20

0,6

112 C

n co

pern

icio

66

1,

22

Dy

disp

rosi

o 16

2,5

98

1

,3

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calif

orni

o

11

I B

29

1

,9

Cu

cobr

e 63

,55

47

1

,93

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plat

a 10

7,9

79

2

,54

Au

oro

197,

0

111 R

g ro

entg

enio

65 Tb

te

rbio

15

8,9

97

1

,3

Bk

berk

elio

10

28

1,

91

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niqu

el

58,6

9

46

2

,2

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pala

dio

106,

4

78

2

,28

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plat

ino

195,

1

110 D

s da

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adtio

64

1

,2

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gado

linio

15

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96

1

,3

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cu

rio

9

27

1,

88

Co

coba

lto

58,9

3

45

2

,28

Rh

rodi

o 10

2,9

77

2

,2

Ir iridi

o 19

2,2

109 M

t m

eite

rio

63 Eu

eu

ropi

o 15

2,0

95

1

,3

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am

eric

io

8

VIII

B

26

1,

83

Fe

hier

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55,8

5

44

2

,2

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rute

nio

101,

1

76

2

,2

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osm

io

190,

2

108 H

s ha

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62

1,

17

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sam

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15

0,4

94

1,

28

Pu

plut

onio

7 VI

I B

25

1,

55

Mn

man

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4

43

1

,9

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tecn

esio

75

1

,9

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o 18

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107 B

h bo

hrio

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pr

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io

93

1,

36

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nept

unio

Núm

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o es

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ar

6 VI

B

24

1,

66

Cr

crom

o 52

,00

42

2,

16

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mol

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95,9

6

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2,

36

W

tung

sten

o 18

3,9

106 Sg

se

abor

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60

1,

14

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neod

imio

14

4,2

92

1,

38

U

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io

238

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23

1,

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o 50

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1,

6

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niob

io

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1

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1,

5

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tant

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14

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io

231,

0

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22

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54

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io

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onio

91

,22

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1,

3

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io

178,

5

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io

58

1,

12

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14

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1,

32

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21

1,

36

Sc

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1,

22

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88

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K

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39,1

0

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0

,82

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rubi

dio

85,4

7

55

0

,79

Cs

cesi

o 13

2,9

87

0

,7

Fr

franc

io

1 2 3 4 5 6 7

Publicada por la IUPAC el 10 de febrero del 2010 Las electronegatividades fueron tomadas de Advanced Chemistry Development, Inc., 26 de febrero del 2010 Los elementos 114, 116 y 118, si bien fueron sintetizados, aún están en proceso de aceptación.

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4. Propiedades Periódicas

La clasificación periódica actual muestra variaciones regulares de muchas propiedades físicas tales como: Temperatura de fusión y ebullición, radios atómicos, etc. El conocimiento de éstas y otras propiedades, facilitaran el entendimiento de las fuerzas que mantienen unidos a los átomos cuando ellos forman los compuestos.

4.1. Radio Atómico

El radio atómico es una medida del tamaño del átomo; debido a que la nube electrónica que rodea al núcleo no posee una superficie bien definida, el concepto de tamaño atómico es algo impreciso y dependerá fundamentalmente de sus interacciones con los átomos circundantes; por lo que, se requiere de métodos indirectos para determinar sus valores.

Para poder determinar los radios atómicos; arbitrariamente se puede dividir los valores experimentales de distancias internucleares de átomos enlazados químicamente; si el enlace es covalente, el radio se denomina radio covalente; si aquél es iónico, el radio es una radio iónico.

El radio atómico disminuye cuando se recorre un mismo período de izquierda a derecha, esta tendencia se explica en términos de la llamada carga nuclear efectiva; mediante la cual al incrementarse la carga nuclear y añadirse electrones al mismo nivel de energía principal, surge una mayor fuerza de atracción del núcleo atómico hacia la nube electrónica más cercana a él.

Al descender por un mismo grupo, el radio atómico aumenta; debido a que los electrones periféricos se adicionan cada vez sobre niveles de energía principal superiores.

Radios atómicos e iónicos de los elementos del Segundo Período

Elemento Li Be B C N O F Ne

Radio atómico Å 1,52 1,11 0,88 0,77 0,70 0,66 0,64 0,70

Radio iónico Å (+1) 0,60 (+2) 0,31 (−3) 1,71 (−2) 1,40 (−1) 1,36

Radios atómicos e iónicos de los elementos del Grupo IA

Elemento H Li Na K Rb Cs

Radio atómico Å 0,37 1,52 1,86 2,31 2,44 2,62

Radio iónico Å (−1) 2,08 (+1) 0,60 (+1) 0,95 (+1) 1,33 (+1) 1,48 (+1) 1,69

El radio iónico se define en forma análoga al radio atómico, pero en átomos ionizados; por lo tanto, nos proporciona el tamaño relativo de los iones; para determinar el radio iónico se considera posiciones adecuadas en la estructura cristalina de un sólido iónico.

Para un elemento, el radio del anión es mayor al radio de su respectivo catión:

X2+ < X+ < X < X– < X2–

4.2. Energía o Potencial de Ionización

Se define a la energía de ionización (E.I.) como al cambio de energía mínimo (ΔE) necesario para remover el electrón más externo de un átomo gaseoso y en consecuencia formar un ión con carga positiva; este proceso es endotérmico.

−+ +→+ eM.I.EM )g()g(

La energía de ionización de los átomos posee valores que guardan una relación inversa con sus radios atómicos y se constituye en una medida de la fuerza con que los átomos mantienen unidos a sus electrones al núcleo. Se ha observado en átomos polielectrónicos que

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para retirar sucesivamente electrones, es necesario aplicar energías mayores que para la etapa precedente, este aumento es debido a que, a medida que aumenta la carga positiva nuclear, los electrones se encuentran más fijos al núcleo.

E.I.1 < E.I.2 < E.I.3

La energía de ionización aumenta a medida que nos desplazamos de izquierda a derecha en el sistema periódico y a medida que subimos en un mismo grupo.

Potenciales sucesivos de ionización (kJ/mol)

−+ +→ eMgMg )g()g( ΔE1 = 738,1

−++ +→ eMgMg 2)g()g( ΔE2 = 1 450

−++ +→ eMgMg 3)g(

2)g( ΔE3 = 7 730

−++ +→ eMgMg 4)g(

3)g( ΔE4 = 10 500

4.3. Afinidad electrónica

Las variaciones de energía que se presentan cuando un electrón se agrega a un átomo gaseoso o ión, se denomina afinidad electrónica; (A.E.). El proceso mediante el cual un átomo neutro X gana un electrón (A.E.) se señala de la siguiente manera:

)liberadaenergía(.E.AMeM )g()g( +→+ −− Proceso exotérmico (A.E. = negativo) Proceso endotérmico (A.E. = positivo)

Las energías involucradas en estos procesos pueden ser absorbidas por el sistema, en cuyo caso; la reacción es endotérmica.

−− →++ )g()g( CakJ154eCa ΔE = +154 kJ/mol

Si la variación de energía corresponde a una emisión, la reacción es exotérmica.

mol/kJ349CleCl )g()g( +→+ −− ΔE = −349 kJ/mol

Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan electrones con facilidad para formar iones negativos (aniones). A pesar de que la afinidad electrónica no muestra variaciones regulares a lo largo de un mismo período la tendencia de la afinidad electrónica es

hacerse más negativa a medida que recorremos la Tabla Periódica de izquierda a derecha dentro de un mismo período.

La afinidad electrónica aumenta a medida que nos desplazamos de izquierda a derecha en el sistema periódico y cuando recorremos un mismo grupo de abajo hacia arriba.

4.4. Electronegatividad

L. Pauling basado en las energías de enlace, desarrollo el concepto de electronegatividad, como la tendencia relativa del átomo a atraer los electrones periféricos hacia sí cuando se combina químicamente con otro átomo. En la práctica, las estimaciones numéricas de la electronegatividad están basadas en una gran variedad de propiedades.

La electronegatividad del flúor (4,0) es la más alta de todos los elementos; el elemento menos electronegativo es el cesio (0,69); los valores de todos los otros elementos se encuentran comprendidos entre estos dos extremos, aunque la escala de electronegatividades de los elementos es algo arbitraria, se emplea frecuentemente para predecir el tipo de enlace químico con bastante exactitud.

Para los elementos representativos, las electronegatividades aumentan cuando se recorre la Tabla Periódica de izquierda a

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derecha a lo largo de un mismo período y de abajo hacia arriba dentro de un mismo grupo.

Los elementos que tienen grandes energías de ionización y grandes afinidades electrónicas presentan valores altos de electronegatividad, por lo tanto son de alto carácter no metálico; los elementos que tienen pequeñas energías de ionización y pequeñas afinidades electrónicas presentan valores bajos de electronegatividad; por lo tanto, son de alto carácter metálico o electropositivos.

5. Enlace Químico

Se define al enlace químico como la fuerza existente entre dos o más átomos o moléculas a los que mantiene unidos. Estas fuerzas son de naturaleza electrostática y electromagnética, pero predomina en todas la fuerza electrostática; al producirse un acercamiento entre dos o más átomos, puede darse una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos y el núcleo de uno u otro átomo. Si esta fuerza llega a ser lo suficientemente grande para mantener los átomos unidos, entonces se ha formado el enlace químico.

Todos los enlaces químicos son el resultado de la atracción simultánea de dos o más electrones; en esta unión de electrones pueden darse los siguientes casos:

• Enlace iónico: Si hay atracción electrostática.

• Enlace covalente: Si comparten los electrones.

• Enlace covalente coordinado: Cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos.

• Enlace metálico: Son los electrones de valencia que pertenece en común a todos los átomos.

La estructura de Lewis o llamadas diagramas de puntos de Lewis fue propuesta por Gilbert Newton Lewis quien lo introdujo por primera vez en 1916, son representaciones gráficas mediante aspas o puntos de los electrones que se encuentran en el ultimo nivel de la configuración electrónica de un átomo, son los electrones más alejados con respecto al núcleo. A través de estos electrones se realiza la transferencia o compartición de electrones entre átomos iguales o diferentes permitiendo formar los diferentes enlaces dentro de una molécula. Los átomos se representan con un símbolo cualquiera o con sus respectivas abreviaturas.

Por ejemplo: 17Cl = 1s22s22p63s23p5 ; en esta configuración observamos que el ultimo nivel es el tercero y tiene 7 electrones, estos son los electrones de valencia que se representan alrededor del átomo. Por otro lado, el último nivel y los electrones de valencia que en ella se encuentran nos permiten encontrar el periodo y el grupo de cada uno de los átomos. Es por esa razón que el grupo al que pertenece un átomo nos indica la cantidad de electrones que debe colocarse a su alrededor.

Grupo: VII A VI A V A IV A III A II A I A Átomo: Cl O N C B Be H

e- valencia 7 6 5 4 3 2 1

6. Enlaces Interatómicos

Son aquellos enlaces que se originan entre átomos iguales o diferentes. Así tenemos:

6.1. Enlace Iónico

Este enlace se realiza entre un átomo metálico y otro no metálico, en donde la diferencia de electronegatividades es superior a 1,7. Por ejemplo: el Na (0,93) y el Cl (3,16) poseen una diferencia de electronegatividad igual a 2,23. Sin embargo, esto no se cumple en todos los enlaces iónicos pues la diferencia de electronegatividades es solo una regla práctica, ejemplo: Fe (1,83) y Cl (3,16) tienen una diferencia de 1,33, pero forman enlace iónico.

Por otro lado entre un metal y un no metal no siempre se da el enlace iónico sino que hay veces se da el enlace covalente, es decir hay compartición de electrones. Por ejemplo: el BeCl2: Cl – Be – Cl.

Estos son excepciones al enlace iónico: BeCl2, AlCl3, BeF2, BeI2, BeBr2 y el BeO.

El enlace iónico presenta las siguientes características:

• Existe transferencia de electrones de valencia, del metal al no metal. La transferencia de electrones genera iones de signos contrarios, positivos (metal) y negativos (no metal), originándose entre ellos una fuerza de atracción, de naturaleza electrostática.

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• La atracción entre iones se realiza en todas las direcciones, por ese motivo no se forman moléculas. Sin embargo se forman inmensas redes cristalinas de estructuras geométricas definidas.

• Es iónico; si la diferencia de electronegatividades entre los átomos que lo forman es mayor a 1,7. ∆EN > 1,7

Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro: sodio pierde su única valencia de electrones dándosela al cloro, resultando en un ión de sodio cargado positivamente y un ión de cloro cargado negativamente.

Otro ejemplo: durante la reacción entre el litio y el oxigeno, el litio posee un solo electrón de valencia el cual lo pierde y el oxigeno posee seis electrones de valencia, para completar el octeto el oxigeno debe ganar 2 electrones y los gana del átomo de litio, terminada la reacción ambos tienen la configuración de un gas noble.

Las propiedades generales del enlace iónico son:

• Son sólidos cristalinos de alta dureza (se resisten a ser rayados), frágiles y quebradizos (se rompen fácil).

• Son malos conductores eléctricos; pero fundidos o disueltos en agua conducen la corriente eléctrica.

• Son solubles en solventes polares.

• Las aplicaciones más importantes son: Proporcionan al organismo vivo los minerales (cationes metálicos) que cumplen funciones vitales.

Por ejemplo: Los Na+ y el K+ mantienen la presión osmótica correcta en ambos lados de la pared celular. El ión Ca+2 es el componente principal de los huesos y dientes, controla el ritmo cardiaco y permite la coagulación de la sangre. El ión Mg+2 permite el funcionamiento de los músculos y nervios. El ión Fe+2 es parte principal de la hemoglobina.

6.2. Enlace Covalente

Se caracteriza por la compartición de electrones de valencia y se realiza entre dos elementos no metálicos iguales o diferentes, en donde la diferencia de electronegatividades es inferior a 1,7 (∆EN < 1,7).

Por ejemplo: CO2 carbono es no metal y el oxígeno es no metal.

En el siguiente gráfico observamos que el carbono posee 4 electrones de valencia y el oxígeno posee 6 electrones de valencia, los cuales comparten mutuamente y de forma equitativa el par de electrones, teniendo al final todos ocho electrones, adoptando de esta manera la configuración de un gas noble.

Existen algunas excepciones donde se forman entre un metal y un no metal: BeCl2, AlCl3, etc. Las propiedades generales del enlace covalente son:

• A temperatura ambiental pueden ser sólidos, líquidos y gaseosos, y poseen composición atómica definida y constante, llamada molécula.

• Son malos conductores eléctricos, excepto: HCl, H2SO4, HNO3 son covalentes; en agua se ionizan y conducen la corriente eléctrica. El Grafito (Carbono) es covalente, sin embargo es buen conductor de la corriente eléctrica.

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• Son blandos (baja dureza), excepto: carbono (Diamante), que es el más duro y de alta temperatura de fusión.

• Poseen punto de fusión baja y son menos solubles que los compuestos iónicos típicos.

• Las aplicaciones de algunos compuestos covalentes son: acido acético (CH3COOH), vinagre; se usa en encurtidos, aderezos para ensaladas, fabricación de otras sustancias químicas, etc.; cloro (Cl2), se usa en la potabilización del agua, en plásticos, insecticidas, papel, etc.

Los enlaces covalentes se pueden clasificar de dos maneras:

• Por el número de electrones aportados

Se divide en:

Enlace Covalente Coordinado: llamado también enlace covalente dativo, en donde solo uno de los átomos es el que aporta el par de electrones que ambos átomos comparten. Se le representa a través de una flecha. Pero una vez formado el enlace dativo pasara a ser idéntico al enlace covalente normal.

O

H

x

x

H H+ O

H

H H + OH3+

+

Enlace Covalente Polar: se da generalmente entre elementos no metálicos diferentes. Se origina por la diferencia de electronegatividades, y genera una gran concentración de carga negativa mientras que al otro una gran carga positiva. En otras palabras generan dos polos, pero sin formar iones.

xH + xCl H Cl

Enlace Covalente no Polar: se da generalmente entre elementos no metálicos iguales. En este caso existe una compartición equitativa de electrones entre ambos átomos, se debe a que la diferencia de electronegatividad es nula. ∆EN = 0

x+ xF F x x

x x

xx F F

x x

x x

xx

• Por el número de pares de electrones enlazados

Se divide en:

Enlace Covalente Simple: consiste en un par electrónico enlazante entre dos átomos. Cada átomo aporta un electrón compartiendo ambos en total un par.

H H H Br

Enlace Covalente Múltiple: Si contiene dos pares enlazantes entonces se denomina enlace covalente doble; cada átomo aporta dos electrones, compartiendo en total dos pares de electrones. Si por el contrario se tiene tres pares de electrones enlazantes; cada átomo aporta tres electrones, compartiendo en total tres pares de electrones.

O O N N

• Según el tipo de orbital molecular

Estos pueden ser:

Enlace Sigma, σ: se presentan en los enlaces simples, dobles y triples. La formación de este tipo de enlace es muy fácil, pero muy difícil de destruirlo: por ejemplo: sp3–sp3, sp2–sp2, sp–sp, sp3–s, sp2–s, sp–s.

Enlace Pi, π: sólo se presentan cuando hay enlaces dobles y triples. Este enlace es muy difícil de formarse pero muy fácil de destruirse.

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6.3. Enlace Metálico

El enlace metálico se da entre metales. Los átomos de un metal tienen la tendencia a ceder electrones y formar iones positivos, tomando en cuenta esta características es que los metales ceden o liberan sus electrones más alejados del núcleo y estos electrones ahora libres en su conjunto van a formar el mar de electrones o nubes de electrones con carga negativa, y el metal como ha cedido sus electrones se carga positivamente. Por eso es que en los enlaces metálicos no encontramos propiamente átomos sino iones positivos. Los iones no se repelen porque son neutralizados por una nube de electrones llamados electrones libres, estos al desplazarse generan el fluido eléctrico o corriente eléctrica.

En efecto: El enlace metálico es la unión de los átomos de un metal mediante electrones libres.

7. La Regla del Octeto

La regla del octeto es una forma genérica de representar la estabilidad de los átomos, dicha estabilidad se representa asumiendo que el átomo posea ocho electrones en su último nivel de energía, similar a la configuración electrónica de los gases nobles. Se le llama regla del octeto porque el átomo debe tener ocho electrones en su ultimo nivel, si no lo posee entonces se aduce que no cumple con la regla del octeto.

Los átomos para lograr tener los ocho electrones en el último nivel realizan diferentes mecanismos como transferir electrones o compartir electrones de manera equitativa o desigual, el objetivo final es tener ocho electrones en el último nivel.

Sin embargo en la práctica existen casos donde no se cumple la regla del octeto, como el caso del hidrógeno que sólo posee dos electrones luego de compartir (1 par), el boro que sólo posee 6 electrones después de compartir (3 pares) a todos ellos se les conoce como el octeto incompleto.

Existen también átomos que sobrepasan los ocho electrones en su último nivel como es el caso del fósforo que contiene diez electrones después de compartir (5 pares), o el caso del azufre que puede tener diez o doce electrones en su último nivel después de haber compartido.

Por ese motivo, Gilbert N. Lewis indica que más fundamental es decir que se cumpla la Regla del dueto porque en todos los enlaces se ha observado que siempre se comparte una pareja de electrones.

8. Hibridación de Orbitales

Es la combinación de dos o más orbitales atómicos de diferentes tipos y formas, o combinaciones de ondas para obtener orbitales híbridos, los cuales poseen la misma forma, la misma energía de enlace e igual estabilidad. Los orbitales atómicos son:

Orbital “s” tiene forma esférica, proviene de los subniveles s Orbital “p” tiene forma bilobular, proviene de los subniveles p Orbital “d” tiene forma tetralobular, proviene de los subniveles d. Orbital “f” tiene forma octalobular algunos lo llaman que posee una forma compleja, proviene de los subniveles f.

Sólo se considerará la hibridación de orbitales “s” y orbitales “p”. Los tipos de híbridos que generan en la combinación de este tipo de orbitales son:

• Hibridación sp3: consiste en la combinación de 1 orbital “s” y 3 orbitales “p” para formar 4 orbitales híbridos “sp3”, que se encuentran con un ángulo de separación igual a109o28.

Ejemplos: CH4, CBr4, CCl4, CI4, SiH4, SiCl4, SiBr4, GeH4, GeCl4, GeBr4

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• Hibridación sp2: consiste en la combinación de 1 orbital “s” y 2 orbitales “p”, con los cuales se forman 3 orbitales híbridos “sp2” cuya distribución se logra con ángulos de separación de 120o (triangular plana).

Ejemplos: BF3, BCl3, BBr3, BI3, AlCl3, AlBr3 AlI3, GaCl3, GaBr3, GaI3

• Hibridación sp: consiste en la combinación de 1 orbital “s” y 1 orbital “p” para formar 2 orbitales híbridos “sp” los cuales se encuentran separados con un ángulo de 180o (en forma lineal).

Ejemplos: BeCl2, BeBr2, BeI2, CdCl2, CdBr2, CdI2, HgCl2, HgBr2, HgI2

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En conclusión se puede resumir las hibridaciones de los orbitales “s” y “p” a través del siguiente esquema:

De la hibridación de los orbitales “s” y “p” las moléculas adquieren diferentes formas geométricas, tomando en cuenta el átomo central.

9. Geometría Molecular

Los resultados experimentales, indican que los pares de electrones se repelen entre sí, tanto si son parte de un enlace químico o si no están compartidos. Los pares de electrones se disponen alrededor de un átomo con orientaciones tales que minimicen las repulsiones. De estas orientaciones resultan las formas geométricas particulares de las moléculas. Sin embargo, no debe confundirse la geometría de grupos de electrones con la distribución geométrica de los núcleos atómicos (geometría molecular).

Geometría molecular en función de la geometría de los grupos de electrones

NE ES GM GE H Ejemplo

2 0 lineal lineal sp BeCl2

0 Trigonal plana

BF3

3

1 Angular

Trigonal plana sp2

SO2

0 Tetraédrica

CH4

1 Piramidal trigonal

NH3 4

2 angular

Tetraédrica sp3

H2O

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NE ES GM GE H Ejemplo

0 Bipiramidal trigonal

PCl5

1 Balancín

SF4

2 Forma de T

ClF3

5

3 lineal

Bipiramidal trigonal sp3d

XeF2

0 Octaédrica

SF6

1 Piramidal cuadrada

BrF5 6

2 Plano cuadrada

Octaédrica sp3d2

XeF4

NE: Número de grupos de electrones: Nº de enlaces σ + Nº pares de electrones libres. ES: Número de pares de electrones solitarios. GM: Geometría molecular. GE: Geometría de los grupos de electrones. H: Hibridación.

10. Las Fuerzas Intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares o llamadas también fuerzas de Van der Waals, son fuerzas de atracción entre las moléculas, pero a muy corta distancia y son muy débiles. Estas fuerzas son las responsables del comportamiento no ideal de los gases, y ejercen aun mayor influencia en las fases condensadas de la materia, que son los sólidos y líquidos. Estas fuerzas son las responsables de las propiedades macroscópicas de la materia, por ejemplo en los sólidos la tensión superficial, la viscosidad, el punto de fusión, la sublimación, etc.; en los líquidos el punto de ebullición. Las fuerzas intermoleculares suelen ser más débiles que las fuerzas intramoleculares.

Las fuerzas intermoleculares son:

10.1. Fuerzas Dipolo-Dipolo

Llamadas también fuerzas de Kersom. Las fuerzas dipolo–dipolo son las fuerzas de atracción que se originan entre dos moléculas polares, es decir, entre moléculas que poseen momentos dipolares, entre la carga parcial positiva de la molécula polar y la carga parcial negativa de otra molécula polar. Su origen es electrostático, pero muy diferente y muy débil con respecto al enlace iónico, y se pueden comprender en función de la Ley de Coulomb. A mayor momento dipolar mayor es la fuerza del enlace dipolo–dipolo.

Las moléculas polares son aquellos que se han formado entre no metales diferentes, pero con una diferencia de electronegatividades pequeñas, adquiriendo una carga parcial positiva (+) y una carga parcial negativa (-).

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En el siguiente gráfico podemos observar las moléculas del cloruro de hidrógeno (HCl), que son moléculas polares, y que sus cargas parciales positivas y negativas se atraen mutuamente, esta atracción entre las moléculas en el enlace dipolo–dipolo.

10.2. Enlace Puente de Hidrógeno

El enlace puente de hidrógeno es un caso particular del enlace dipolo–dipolo, ocurre cuando un átomo de hidrógeno es enlazado a un átomo fuertemente electronegativo como el átomo de nitrógeno, el átomo de oxígeno o el átomo de flúor. El átomo de hidrógeno posee una carga positiva parcial y puede interactuar con otros átomos electronegativos en otra molécula (nuevamente, con N, O o F).

Así mismo, se produce un cierto solapamiento entre el H y el átomo con que se enlaza (N, O o F) dado por el pequeño tamaño de estas especies que son el N, O y F. Por otra parte, cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre el H y el átomo interactuante, más fuerte será este enlace. Fruto de estos supuestos obtenemos un orden creciente de intensidad del enlace de hidrógeno: el formado con el F será de mayor intensidad que el formado con el O, y éste a su vez será más intenso que el formado con el N. Estos fenómenos resultan en una interacción estabilizante que mantiene ambas moléculas unidas. Un ejemplo claro del enlace puente de hidrógeno es el agua:

Por otro lado Los enlaces puente de hidrógeno se encuentran en toda la naturaleza. Proveen al agua de sus propiedades particulares, las cuales permiten el desarrollo de la vida en la Tierra. Los enlaces de hidrógeno proveen también la fuerza intermolecular que mantiene unidas ambas hebras en una molécula de ADN, etc.

10.3. Fuerzas de dispersión de London

Las fuerzas de London se originan cuando interactúan moléculas con dipolos inducidos y moléculas con dipolos instantáneos a distancias muy cortas, comprendidas entre los 0,5 nm y 1 nm, y de manera eventual, es decir en ciertos momentos.

Los dipolos inducidos se originan cuando interactúan moléculas polares y moléculas apolares.

Los dipolos instantáneos se originan cuando interactúan moléculas apolares.

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5. FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS

En la actualidad el número de compuestos conocidos sobrepasa los 13 millones y a través de los años se ha diseñado sistemas para nombrar las sustancias químicas. Estas reglas son aceptadas mundialmente, lo que facilita la comunicación en la química. En esta sección sólo se abarca la nomenclatura de los compuestos inorgánicos, dejando para más adelanta la correspondiente a los compuestos orgánicos.

Para organizar y simplificar el estudio de la nomenclatura, los compuestos inorgánicos se dividirán en funciones, pero previamente se revisaran algunos conceptos fundamentales.

1. Estado de Oxidación

En química, el estado de oxidación de un elemento que forma parte de un compuesto, se considera como la carga aparente con la que dicho elemento está funcionando en ese compuesto. Los estados de oxidación pueden ser positivos, negativos, cero, enteros y fraccionarios.

El átomo tiende a obedecer la regla del octeto para así tener una configuración electrónica similar a la de los gases nobles, los cuales son muy estables electrónicamente. Dicha regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones en su nivel de energía más externo. En el caso del hidrógeno, éste trata de tener 2 electrones, lo cual proporciona la misma configuración electrónica que la del helio.

Cuando un átomo A necesita por ejemplo 3 electrones para obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de 3−. Por otro lado, cuando un átomo B tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo A cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de oxidación de 3+. En este ejemplo podemos deducir que los átomos A y B pueden unirse para formar un compuesto, y que esto depende las interacciones entre ellos. Las reglas del octeto y del dueto pueden ser satisfechas compartiendo átomos (moléculas) o cediendo y adquiriendo electrones (iones poliatómicos).

Los elementos químicos se dividen en 3 grandes grupos, clasificados por el tipo de carga eléctrica que adquieren al participar en una reacción química: metales, no metales y gases nobles.

Existen elementos metálicos que, dependiendo de las condiciones a que sean sometidos, pueden funcionar como metales o no metales indistintamente. A estos elementos se les denomina metaloides.

Los elementos metálicos (los cuales ceden electrones) cuando forman compuestos tienen únicamente estados de oxidación positivos. Los elementos no metálicos y semimetálicos pueden tener estado de oxidación positivos y negativos, dependiendo del compuesto que estén constituyendo.

Por ejemplo, para el cloruro de sodio:

2Na Cl NaCl0 0 1 1+ →

+ −

Los gases de un solo tipo de elemento, en este caso el cloro, están presentes en forma diatómica. El sodio (Na) se combina con el cloro (Cl), produciendo cloruro de sodio. El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están equilibrados eléctricamente. Luego de la reacción, el número de oxidación del sodio es 1+, ya que cede un electrón, el número de oxidación del cloro es 1−, ya que acepta el electrón cedido por el sodio.

En el óxido de aluminio:

2 2 3Al O Al O0 0 3 2+ →

+ −

El oxígeno está presente en forma diatómica (gas). El aluminio (Al) se combina con el oxígeno (O), produciendo óxido de aluminio. El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del aluminio combinado es 3+, ya que cede tres electrones. El número de oxidación del oxígeno combinado es 2−, ya que acepta hasta 2 electrones.

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Los electrones cedidos y aceptados por los distintos elementos crean un problema con las cargas eléctricas. Por ejemplo, el aluminio cede tres electrones y el oxígeno sólo acepta dos, por lo que sobra uno. De esto se concluye que en la reacción no interviene un solo átomo de oxigeno, por lo que se procede a balancear la ecuación, para que coincidan todos los electrones transferidos con las capacidades de cada elemento aceptor. La ecuación balanceada queda así:

2 2 34Al 3O 2Al O+ →

Con lo que se logra el balance perfecto para que se acomoden todos los electrones excedentes.

No se puede formular una regla para calcular el número o estado de oxidación (E.O.) para todos los elementos, pero en general se puede afirmar que:

• El número de oxidación de un elemento libre o en estado basal es igual a 0.

• Todos los elementos metálicos (los cuales ceden electrones) cuando forman compuestos tienen solo E.O. positivos.

• Los elementos no metálicos y semimetálicos pueden tener E.O. positivos y negativos, dependiendo del compuesto que estén constituyendo.

• Para cualquier elemento el máximo E.O. es el correspondiente al número de grupo.

• El mínimo E.O. posible de un elemento es 4−, y lo tienen algunos de los elementos del grupo 4A.

• Los no metales tienen un E.O. negativo único, que es igual al número de grupo menos 8.

• Los elementos de los grupos 1A y 2A poseen los E.O. 1+ y 2+ respectivamente.

• El hidrógeno funciona con E.O. 1+ generalmente, a excepción cuando forma hidruros metálicos en donde su E.O. es 1−.

• El número de oxidación del O es 2−; excepto cuando forma peróxidos, donde es 1−; y cuando forma superóxidos, donde es ½ −.

• La sumatoria de los E.O. de los elementos de un compuesto es igual a su carga neta.

Los estados de oxidación más frecuentes de algunos elementos son:

Hidrógeno H +1,-1 Oxígeno O +2,-2,-1,-½

Metales No Metales

Litio Li Berilio Be Flúor F -1

Sodio Na Magnesio Mg Cloro Cl

Potasio K Calcio Ca Bromo Br

Rubidio Rb Estroncio Sr Iodo I

-1,+1,+3,+5,+7

Cesio Cs Bario Ba Azufre S

Francio Fr Radio Ra Selenio Se

Plata Ag

+1

Zinc Zn Telurio Te

-2,+2,+4,+6

Talio Tl Cadmio Cd

+2

Nitrógeno N -3,+3,+5

Escandio Sc Estaño Sn Fósforo P -3,+1,+3,+5

Oro Au

+1,+3

Plomo Pb Arsénico As

Aluminio Al Paladio Pd Antimonio Sb -3,+3,+5

Galio Ga Platino Pt

+2,+4

Carbono C -4,+2,+4

Indio In

+3

Hierro Fe Silicio Si

Cobre Cu Cobalto Co Germanio Ge -4,+4

Mercurio Hg +1,+2

Niquel Ni

+2,+3

Boro B +3

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Carácter Bi Mo V Cr Mn Básico +3 +2, +3 +2, +3 +2, +3 +2, +3 Ácido +5 +4, +5, +6 +4, +5 +3, +6 +4, +5, +7

En el MnO2, MnF4 y Mn(SO4)2 el Mn tiene carácter básico.

Para determinar el E.O. de un elemento, de una molécula o ión, la suma de los E.O. debe ser igual a la carga.

Por ejemplo: para determinar el E.O. del Cr, en el K2Cr2O7, considerando que el K es un alcalino (E.O.=+1) y el oxígeno tiene un E.O. = -2, entonces la suma de los E.O. es igual a la carga del compuesto, es decir es igual a cero.

K Cr O2EO 2EO 7EO 0+ + = 2(+1)+2(x)+7(-2) = 0; x = +6

El E.O. del cromo es +6.

El E.O. del Mn en el MnO4- es:

Mn OEO 4EO 1+ = − (x)+4(-2) = -1; x = +7

2. Valencia

Se define como valencia de un átomo el número de átomos de hidrógeno que pueden enlazarse con un átomo de este o ser sustituidos por él. La valencia es un concepto sencillo para racionalizar las proporciones de reactivos que se consumen en una reacción química (la estequiometría), o las proporciones de elementos que se encuentran en un compuesto químico.

Un concepto relacionado, pero algo más avanzado, es el de estado de oxidación.

En el caso del amoníaco (NH3), el nitrógeno tiene valencia 3, ya que este elemento posee tres electrones libres en su capa de valencia para formar tres enlaces. La valencia del hidrógeno es 1 ya que posee únicamente un electrón para formar un enlace. Los enlaces formados en el amoníaco se pueden representar por medio de líneas como se observa a continuación:

En la mayoría de los casos, el valor numérico del estado de oxidación coincide con el valor de la valencia. Por ejemplo, el magnesio tiene un número de oxidación de +2 y su valencia también es de 2. Lo anterior se debe a que la carga de +2 la adquiere en el momento en que pierde dos electrones. En general, un número de oxidación positivo para cualquier elemento es igual al número del grupo del elemento en la tabla periódica.

El número de oxidación negativo para cualquier elemento se puede obtener restando de 8 el número del grupo y dándole a la diferencia un signo negativo. Por esto el cloro es -1 y el fósforo tiene número de oxidación de -3 que significa que el fósforo tiene una tendencia de ganar tres electrones y el cloro 1 electrón.

3. Nomenclatura Inorgánica

Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas de la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada). Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos: la sistemática, la de Stock y la tradicional.

• Nomenclatura Sistemática, o IUPAC: se utiliza prefijo de cantidad para indicar la proporción de los elementos que constituyen una molécula o unidad fórmula.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

mono di tri tetra penta hexa hepta octa nona deca

bis tris tetrakis pentakis hexakis heptakis octakis nonakis decakis

• Nomenclatura de Stock: cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia, ésta se indica al final, en números romanos y entre paréntesis.

• Nomenclatura Tradicional: en ésta para poder distinguir con qué valencia funcionan los elementos en un compuesto se utiliza los prefijos: hipo e hiper; los sufijos: oso e ico.

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4. Funciones Químicas Inorgánicas

Se llama función química al conjunto de propiedades comunes a un grupo de compuestos similares.

4.1. Hidruros

Los hidruros son compuestos binarios conformados por hidrógeno y un elemento metálico o no metálico.

Si el elemento es un metal, entonces se denominan hidruros metálicos, y en ellos el hidrógeno posee un estado de oxidación igual a -1 debido a su mayor electronegatividad respecto al metal. La fórmula de un hidruro metálico inicia con el símbolo del metal seguido del hidrógeno.

La nomenclatura de los hidruros metálicos puede ser de las siguientes formas:

Nomenclatura Fórmula Tradicional Stock Sistemática CoH2 hidruro cobaltoso hidruro de cobalto (II) dihidruro de cobalto AlH3 hidruro alumínico hidruro de aluminio trihidruro de aluminio

Si el hidrógeno esta combinado con un no metal se denominan hidruros no metálicos, y en ellos el hidrógeno tiene un estado de oxidación igual a +1. A condiciones ambientales son gases.

Si el no metal pertenece al grupo VIA (sin incluir al oxígeno) o VIIA, el hidruro tendrá propiedades ácidas en solución acuosa. La fórmula de estos hidruros inicia con el hidrógeno seguido del símbolo del halógeno o anfígeno.

La nomenclatura de los hidruros metálicos (del grupo VIA o VIIA) es:

HBr bromuro de hidrógeno 2H Se seleniuro de hidrógeno

Si el no metal pertenece al grupo IIIA, IVA o VA, el hidruro no posee propiedades ácidas en medio acuoso. La fórmula de estos hidruros inicia con el no metal seguido del hidrógeno. Si bien se puede emplear la nomenclatura sistemática para dar el nombre de estos compuestos, la IUPAC admite el uso de nombres especiales o comunes.

3NH Amoniaco 2 4N H Hidracina 4CH Metano

3PH Fosfina 2 4P H Difosfina 3BiH Bismutina

3AsH Arsina 2 4As H Diarsina 3BH Borano

3SbH Estibina 4SiH Silano 2 6Si H Disilano

4.2. Óxidos

Los óxidos son compuestos binarios conformados por oxígeno y un elemento metálico o no metálico. En cualquiera de los dos casos, el óxido posee un estado de oxidación igual a -2.

Si el elemento es un metal, entonces se denomina óxido metálico o básico. La fórmula de un óxido metálico inicia con el símbolo del metal seguido del oxígeno.

La nomenclatura de los óxidos metálicos o básicos puede ser de las siguientes formas:

Nomenclatura Fórmula Tradicional Stock Sistemática PbO2 óxido plúmbico óxido de plomo (IV) dióxido de plomo Cu2O óxido cuproso óxido de cobre (I) monóxido de dicobre V2O3 óxido vanádico óxido de vanadio (III) trióxido de divanadio

Si el oxígeno esta combinado con un no metal se denomina óxido no metálico o ácido, aunque antiguamente (nomenclatura tradicional) se les denominaba anhídrido. La fórmula de un óxido ácido inicia con el símbolo del no metal seguido del oxígeno.

La nomenclatura de los óxidos no metálicos o ácidos puede ser de las siguientes formas:

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Nomenclatura Fórmula Tradicional Stock Sistemática SO anhídrido hiposulfuroso óxido de azufre (II) monóxido de azufre Br2O3 anhídrido bromoso óxido de bromo (III) trióxido de dibromo N2O4 óxido de nitrógeno (IV) tetróxido de dinitrógeno I2O7 anhídrido periódico óxido de iodo (VII) heptóxido de diiodo

Si el prefijo de cantidad, empleado en la nomenclatura sistemática, termina en la vocal “o” o “a”, entonces ésta última se suprime, de tal forma que se tendría, por ejemplo: monóxido, tetróxido, pentóxido, etc.

El ión característico del oxígeno, presente en los óxidos, es O2–, sin embargo, cuando el oxígeno trabaja con sus otros estados de oxidación, puede estar de la forma: O2

2–, O2–, O3

–, es decir: peróxido, hiperóxido o superóxido, y ozónido, respectivamente.

Peróxido Superóxido o Hiperóxido Ozónido H2O2 Peróxido de hidrógeno NaO2 Superóxido de sodio KO3 Ozónido de potasio CuO2 Peróxido de cobre (II) CaO4 Superóxido de calcio CsO3 Ozónido de cesio

4.3. Hidróxidos

Son compuestos formados por un catión, generalmente, metálico y el anión OH–. Aunque también se les considera como el producto de un óxido metálico y agua. La nomenclatura de los hidróxidos puede ser de las siguientes formas:

Nomenclatura Fórmula Tradicional Stock Sistemática Au(OH)3 hidróxido aúrico hidróxido de oro (III) trihidróxido de oro KOH hidróxido potásico hidróxido de potasio hidróxido de potasio Hg2(OH)2 hidróxido mercuroso hidróxido de mercurio (I) dihidróxido de dimercurio NH4OH hidróxido amónico hidróxido de amonio

4.4. Ácidos Hidrácidos

Como se indicó más arriba, los hidruros no metálicos del grupo VIA y VIIA, en medio acuoso, poseen propiedades ácidas, por tanto, en esta condición reciben el nombre de ácidos hidrácidos.

( ) ( )2H O

g acHCl HCl⎯⎯⎯→

Cuando el hidruro no metálico gaseoso se disuelve en agua se disocia, formando un anión y cationes hidronios.

( ) ( ) ( )ac ac acHCl H Cl+ −⎯⎯→ +

Estos ácidos se nombran empezando con la palabra ácido y terminando con el sufijo hídrico.

( )acHCl ácido clorhídrico ( )2 acH S ácido sulfhídrico

Si bien el nombre del ácido hidrácido difiere del correspondiente hidruro no metálico, los aniones que forman al disociarse son nombrados con el sufijo uro, es decir:

ácido fluorhídrico ( ) ( ) ( )ac ac acHF H F+ −⎯⎯→ + fluoruro

4.5. Ácidos Oxácidos

Son compuestos ternarios formados por un no metal (o anfótero), oxígeno e hidrógeno. Se obtienen a partir del óxido ácido o anhídrido correspondiente sumándole una molécula de agua (H2O).

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La fórmula de un ácido oxácido inicia con el hidrógeno, luego el símbolo del no metal seguido del oxígeno. La nomenclatura de los ácidos oxácidos puede ser de las siguientes formas:

Nomenclatura Fórmula Tradicional Sistemática Funcional

H2SO4 ácido sulfúrico tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno ácido tetraoxosulfúrico (VI)

HNO3 ácido nítrico trioxonitrato (V) de hidrógeno ácido trioxonítrico (V)

HClO4 ácido perclórico tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno ácido tetraoxoclórico (VII)

H2Cr2O7 ácido dicrómico heptaoxodicromato (VI) de hidrógeno ácido heptaoxodicrómico (VI)

El nitrógeno sólo forma ácidos oxácidos con la valencias 3 y 5.

El fósforo, arsénico y antimonio forman ácidos especiales. Si a los óxidos correspondientes se les suma una molécula de agua se tiene los ácidos meta; con dos moléculas de agua, los ácidos piro; y con tres moléculas de agua, los ácidos orto.

P2O3 + 1H2O + 2H2O + 3H2O HPO2 H4P2O5 H3PO3

Ácido metafosforoso Ácido priofosforoso Ácido ortofosforoso

4.6. Sales

Son compuestos iónicos formados, generalmente, por un catión y un anión, aunque podrían ser más de uno de estos. Usualmente se obtienen a partir de una reacción química de neutralización entre un ácido y un hidróxido.

No todas las sales son solubles en agua, sin embargo, cuando se da esto, la sal se disocia en cationes y aniones. El nombre de los aniones deriva del los respectivos ácidos, de tal forma el sufijo se cambia, según corresponda: “hídrico” por “uro”, “oso” por “ito”, “ico” por “ato”.

Nomenclatura Fórmula Tradicional Sistemática S 2- sulfuro SO2

2- hiposulfito dioxosulfato (II) NO3

- nitrato trioxonitrato (V) ClO2

- clorito dioxoclorato (III) CO3

2- carbonato trioxocarbonato (IV) CN- cianuro C4- carburo Cl- cloruro PO4

3- fosfato tetraoxofosfato (V) MnO4

- permanganato tetraoxomanganato (VII) HCO3

- carbonato ácido hidrógenotrioxocarbonato (IV) Cr2O7

2- dicromato heptaoxodicromato (VI) C2O4

2- oxalato SCN- tiocianato

Dependiendo del tipo de ácido, se obtienen dos tipos de sales: haloideas y oxisales.

Las sales haloideas se obtienen a partir de ácidos hidrácidos, por tanto son compuestos binarios. Su fórmula inicia con el símbolo del metal seguido del no metal.

( ) ( ) ( )2 3

3 3H Os ac acAlCl Al Cl+ −⎯⎯⎯→ +

cloruro de aluminio → catión aluminio + anión cloruro

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Nomenclatura Fórmula Tradicional Stock Sistemática FeCl3 cloruro férrico cloruro de hierro (III) tricloruro de hierro Ag2S sulfuro argéntico sulfuro de plata monosulfuro de diplata NH4I ioduro de amonio

Las sales oxisales se obtienen a partir de ácidos oxácidos, por tanto son compuestos ternarios. Su fórmula inicia con el catión seguido del anión. El catión, que por lo general es un metal, proviene del hidróxido y el anión del ácido oxácido.

( ) ( ) ( )2 2

2 44 2H Os ac acK SO K SO+ −⎯⎯⎯→ +

sulfato de potasio → catión potasio + anión sulfato

Nomenclatura Fórmula Tradicional (Stock) Sistemática

NaClO4 perclorato sódico perclorato de sodio tetraoxoclorato (VII) de sodio

Pd(MnO4)4 permanganato palúdico permanganato de paladio (IV)

Tetrakis[tetraoxomanganato (VII)] de paladio

(NH4)2Cr2O7 dicromato amónico heptaoxodicromato (VI) de amonio

Ba3(PO4)2 fosfato bárico fosfato de bario bis[tetraoxofosfato (V)] de tribario

4.7. Sales Ácidas y Básicas

Las sales que poseen iones hidronios se denominan sales ácidas, y provienen de la sustitución parcial de los hidrógenos de un ácido por cationes.

4NaHSO

sulfato ácido de sódio (nomenclatura tradicional)

hidrógenosulfato de sodio (nomenclatura Stock)

hidrógenotetraoxosulfato(VI) de sodio (nomenclatura Sistemática, o IUPAC)

Las sales que poseen iones oxhidrilos se denominan sales básicas, y se originan cuando en una reacción de neutralización hay un exceso de hidróxido respecto al ácido.

( ) 42Al OH ClO

perclorato dibásico de aluminio (nomenclatura tradicional)

clorato-dihidróxido de aluminio (nomenclatura Stock)

dihidroxitetraoxoclorato(VII) de aluminio (nomenclatura Sistemática, o IUPAC)

En la nomenclatura Stock, el nombre del anión y el término hidróxido se ordenan según el alfabeto.

4.8. Sales Dobles e Hidratadas

Las sales que poseen dos cationes diferentes se denominan sales dobles; si son tres cationes, entonces se llaman sales triples. Para nombrar a estas sales los cationes se ordenan alfabéticamente.

Las sales que poseen un número específico de moléculas de agua asociadas a cada unidad fórmula se denominan sales hidratadas. Sin embargo, esto no implica que el compuesto este “húmedo”, sólo que el agua esta incorporada en la estructura cristalina del sólido. Esta cantidad de moléculas de agua se adiciona a la fórmula de la sal mediante un punto central, y

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al nombre se le adiciona el término hidratado anteponiendo el prefijo de cantidad correspondiente.

4 27MgSO H Oi

sulfato de magnesio heptahidratado

Las moléculas de agua pueden eliminarse por calentamiento, en este caso se suele adicionar el término anhidro, a la sal, para indicar la ausencia de agua.

4 2 4 25 5CuSO H O CuSO H OΔ⎯⎯→ +i

sulfato cúprico pentahidratado → sulfato cúprico anhidro + agua

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6. REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química es un proceso en el que un conjunto de sustancias, llamadas reactivos, se transforma en un nuevo conjunto de sustancias, llamadas productos. Es decir, una reacción química es el proceso mediante el cual tiene lugar una transformación química. Se necesita una evidencia experimental antes de afirmar que ha tenido lugar una reacción química. Esta evidencia puede ser un cambio en las propiedades físicas como:

• Un cambio en el color.

• La formación de un sólido.

• El desprendimiento de un gas.

• El desprendimiento o absorción de calor.

A veces no aparece ninguno de estos signos, entonces se necesitan evidencias de tipo químico para indicar que ha tenido lugar una reacción.

1. Ecuación Química

De la misma manera que se utiliza símbolos para los elementos y fórmulas para los compuestos, se tiene una notación simbólica o abreviada para representar una reacción química: la ecuación química.

En una ecuación química, las fórmulas de los reactivos se escriben en el lado izquierdo de la ecuación y las fórmulas de los productos se escriben en el lado derecho; ambos lados se conectan mediante una flecha: → . Además, esta expresión debe estar balanceada; esto es, el mismo número de cada tipo de átomo debe aparecer en ambos lados de la ecuación; para ello se emplean números delante de cada fórmula, llamados coeficientes estequiométricos. Este requisito es una conclusión directa de la Ley de la Conservación de la Masa.

La ecuación química también podría indicar el estado físico de cada sustancia, o si está disuelta en agua; las abreviaciones que se usan son: (s), ( ), (g), (ac), respectivamente.

Por ejemplo:

( ) ( ) ( ) ( )s ac 2 g 2 acMg 2HCl H MgCl+ → +

Frecuentemente se indica las condiciones de la reacción encima o debajo de la flecha de la ecuación, tales como: la temperatura, suministro de calor (Δ), presión, pH, catalizador, luz, etc.

2. Tipos de Reacciones Químicas

Las reacciones químicas se pueden clasificar de diversas formas:

2.1. Reacción de Adición, Combinación o Síntesis

En ella, dos o varias sustancias se combinan para formar un solo producto. En algunas de ellas los estados de oxidación de los elementos puede cambiar. En forma general se expresa como:

A B C+ →

Ejemplos:

S8 + O2 → SO2

P2O5 + H2O → H3PO4

Cr + O2 → Cr2O3

2.2. Reacción de Descomposición

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En ella, una sustancia se transforma en varios productos. En forma general se expresa como:

A C D→ +

La descomposición del reactante, se debe a la acción de factores externos, tales como: calor, electricidad, luz, catalizadores, etc. Por ello, que estas reacciones se subdividen en:

• Pirólisis: descomposición por efecto a la exposición de energía calorífica. Se representa escribiendo un Δ sobre la flecha, o indicando la temperatura.

Ejemplos:

NH4NO3 Δ⎯⎯→ N2 + H2O + O2

Ag2CO3 Δ⎯⎯→ Ag + CO2 + O2

CaCO3 Δ⎯⎯→ CaO + CO2

• Electrólisis: debido al paso de una corriente eléctrica.

Ejemplos:

H2O → H2 + O2

NaCl → Na + Cl2

H2SO4 → H2 + SO3 + O2

• Fotólisis: por acción de la incidencia de radiaciones electromagnéticas. Se representa escribiendo: hν (energía del fotón) sobre la flecha.

Ejemplo:

H2O2 hν⎯⎯→ H2O + O2

• Catálisis: debido a la presencia de un catalizador. La fórmula o nombre del catalizador se escribe sobre la flecha.

Ejemplo:

C6H12O6 → C2H5OH + CO2

2.3. Reacción de Desplazamiento

También llamadas Reacciones de Sustitución, ocurre cuando un átomo o ión, en un compuesto es desplazado por otro átomo o ión. Son de dos tipos: desplazamiento simple y desplazamiento doble (o metátesis).

• Desplazamiento Simple: son reacciones de óxido-reducción. Usualmente esta asociado al desplazamiento originado por metales, en donde ellos desplazan al hidrógeno del agua o de ácidos, aunque también podrían desplazar a otro metal que presente menor actividad. Elementos no metálicos, también pueden desplazarse entre ellos, según la electronegatividad que posean. En forma general se expresan como:

( ) ( )A B,C B A,C+ → +

Ejemplos:

Fe + H2O → F3O4 + H2

Zn + HCl → ZnCl2 + H2

Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

• Desplazamiento Doble: son reacciones en donde se permutan átomos o iones, por tanto sus átomos no cambian su estado de oxidación, entonces no son reacciones redox. Este tipo de reacciones incluye las reacciones de neutralización y precipitación. En forma general se expresan como:

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( ) ( ) ( ) ( )A, B C, D C, B A, D+ → +

Las reacciones de precipitación se realizan en medio acuoso y en ellas se forma un compuesto insoluble; mientras que en las reacciones de neutralización, llamadas también ácido-base, se originan moléculas de agua.

Ejemplos:

AgNO3 + Na2S → Ag2S + NaNO3

Ca(OH)2 + HCl → CaCl2 + H2O

2.4. Reacciones Endotérmicas y Exotérmicas

Se denominan así a aquellas reacciones en donde se produce un intercambio de calor, entre el sistema y los alrededores, a temperatura constante. Esta energía liberada o absorbida, llamada calor de reacción, es la diferencia de los estados final e inicial de las sustancias involucradas en una reacción química, como consecuencia de la ruptura y formación de enlaces químicos.

Se dividen en dos tipos: reacciones exotérmicas y reacciones endotérmicas. Las reacciones exotérmicas son aquellas que liberan energía; si el sistema es cerrado, esto originará un aumento en la temperatura, caso contrario, en un sistema abierto, la energía es transmitida a los alrededores. Las reacciones endotérmicas son aquellas que absorben energía; si el sistema es cerrado, esto originará un descenso en la temperatura, caso contrario, en un sistema abierto, la energía es tomada de los alrededores.

El calor de reacción, Q; o entalpía de reacción, se expresa mediante el símbolo: ΔH. En las reacciones exotérmicas: ΔH<0.

A B C D QA B C D H 0+ → + ++ → + Δ <

En las reacciones endotérmicas: ΔH>0.

A B Q C DA B C D H 0+ + → ++ → + Δ >

La combustión es una reacción exotérmica, en donde un reactante se combina con O2. La combustión de hidrocarburos puede ser de dos tipos: Completa e Incompleta. En la primera el carbono es completamente oxidado, mientras que en el segundo la oxidación es parcial.

Combustión completa: C3H8 + O2 → CO2 + H2O

Combustión incompleta: C3H8 + O2 → CO + H2O

2.5. Reacciones de Óxido-Reducción

Son reacciones en donde ocurre una transferencia de electrones de un reactante a otro (o de un átomo a otro). Como consecuencia de esta transferencia, ciertos átomos aumentan su estado de oxidación, debido a la pérdida de electrones; mientras que otros disminuyen su estado de oxidación, como producto de la ganancia de electrones.

En una reacción de óxido-reducción, o simplemente redox, debe tener lugar simultáneamente ambos procesos: la pérdida de electrones de los átomos de un elemento, y la ganancia de estos electrones por otros átomos de otro o el mismo elemento. A cada uno de estos procesos se denominan: semireacción de oxidación y semireacción de reducción. La suma de ambas semireacciones corresponde a la reacción redox total.

La oxidación es un proceso en el que el estado de oxidación de algún elemento aumenta, de tal forma que los electrones aparecen en el lado derecho de la semireacción. A la especie que contiene a éste elemento se denomina: agente reductor.

2Ca Ca 2e+ −→ +

La reducción es un proceso en el que el estado de oxidación de algún elemento disminuye, de tal forma que los electrones aparecen en el lado izquierdo de la semireacción. A la especie que contiene a éste elemento se denomina: agente oxidante.

22O 4e 2O− −+ →

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Como las semireacciones de oxidación y reducción tienen lugar simultáneamente, el número de electrones transferidos entre ambos procesos debe ser el mismo.

22Ca O 2CaO+ →

En algunas reacciones redox, es un mismo elemento el que se oxida y se reduce a la vez; a éstas reacciones se les denomina: reacciones de desproporción o dismutación. Para esto el elemento en cuestión debe poseer por lo menos 3 estados de oxidación, y encontrarse inicialmente en un estado de oxidación intermedio. En el siguiente ejemplo, el oxígeno con un estado de oxidación (E.O.) igual a -1, se oxida al E.O. = 0, y se reduce al E.O. = -2.

2 2 2 2H O H O O→ +

En las reacciones redox también puede existir más de un elemento que se oxide o que se reduzca.

3. Balance de Ecuaciones Químicas

Las ecuaciones químicas no sólo representan la transformación que sufren las sustancias en una reacción; además de esto, indican la proporción en que se desarrolla tal transformación, y esto está directamente relacionado con el principio de conservación de la materia: La masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Esto último implica que todos los átomos presentes en los reactantes deben estar en los productos.

Para mantener el principio de la conservación de la materia es necesario introducir ciertos números delante de cada sustancia involucrada en una ecuación química, denominados: coeficientes estequiométricos. Se recomienda que éstos sean números enteros y los más pequeños.

Existen algunos métodos para el balance de una ecuación química.

3.1. Balance por Simple Inspección

También conocido como el método del tanteo, en éste el balance se realiza por simple observación, colocando los coeficientes más apropiados. Sin embargo, existen algunas pautas o recomendaciones que permiten un rápido balance.

• Primero se busca y balancea el elemento que aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación química con igual número de átomos. Usualmente este corresponde a un elemento metálico.

• Luego se busca y balancea los elementos que aparecen sólo una vez en cada lado de la ecuación, pero con diferente número de átomos. Si previamente ya se introdujo algunos coeficientes, entonces el elemento a balancear debe pertenecer a una fórmula con alguno de estos coeficientes. Usualmente son elementos no metálicos.

• Luego se balancea los elementos que aparecen en dos o más fórmulas. Usualmente se continúa con el hidrógeno, y finalmente el oxígeno.

• Se verifican los coeficientes estequiométricos, de tal forma que se cumpla la igualdad de átomos en uno y otro lado de la ecuación química.

• Se puede utilizar coeficientes fraccionarios, luego estos se eliminan multiplicando todos los coeficientes por el denominador común.

Por ejemplo: H2SO4 + Fe(OH)3 → Fe2(SO4)3 + H2O

• Primero se balancea el Fe.

H2SO4 + 2Fe(OH)3 → Fe2(SO4)3 + H2O

• Luego se balancea el azufre, tomando como referencia el coeficiente estequiométrico utilizados en el sulfato férrico.

3H2SO4 + 2Fe(OH)3 → Fe2(SO4)3 + H2O

• Finalmente se balancea el hidrógeno.

3H2SO4 + 2Fe(OH)3 → Fe2(SO4)3 + 6H2O

• El balance se verifica con los átomos de oxígeno.

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3.2. Método del número de oxidación

Este método permite balancear reacciones de oxido-reducción, a través de los siguientes pasos:

• Asignar el estado de oxidación (E.O.) a cada elemento.

• Identificar las especies que se oxidan y se reducen (por lo menos debe haber una de cada una).

• Determinar el número de electrones perdidos en la oxidación y ganados en la reducción, a partir de los cambios en los E.O.

• Multiplicar uno o los dos de estos números por factores apropiados para hacer que los electrones perdidos sean iguales a los ganados, y usar estos factores como coeficientes de balanceo.

• Completar el balance de las demás sustancias por simple inspección.

Ejemplo: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

• Los E.O. de cada elemento, basados en las reglas dada en el capítulo de nomenclatura química inorgánica, son:

0 1 5 2 2 5 2 4 2 1 2

23 3 22Cu H N O Cu(N O ) N O H O+ + − + + − + − + −

+ → + +

• El elemento que se oxida es el Cu, mientras que el elemento que se reduce es el N, observe que, en éste caso, no todo el N se reduce, puesto que hay átomos de N que mantienen su E.O.

• Los electrones perdidos por el Cu son 2, y mientras que el nitrógeno gana 1 electrón.

0 1 5 2 2 5 2 4 2 1 2

23 3 22Cu H N O Cu(N O ) N O H O+ + − + + − + − + −

+ → + +

• Para igual el número de electrones, se multiplica los electrones perdidos del Cu por el factor 1, y los electrones ganados del nitrógeno por el factor 2. Estos números se emplean como coeficientes estequiométricos.

Cu + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + H2O

• El balance de la reacción se completa por simple inspección. Como no todos los átomos de N se reducen, entonces el coeficiente estequiométrico del ácido nítrico debe ser corregido a 4 (2 átomos de N del óxido y 2 del nitrato). Luego se balancea los átomos de hidrógeno, usando el coeficiente 2 para el agua.

Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3.3. Método del ión-electrón

Este método de balanceo se puede utilizar cuando la reacción se desarrolla, total o parcialmente, en medio acuoso. La reacción global se divide en dos semireacciones: la semirreacción de oxidación y la de reducción. Las ecuaciones de estas dos semirreacciones se balancean por separado y luego se suman para obtener la ecuación global balanceada.

Los pasos a seguir en éste método son los siguientes:

• Escribir la ecuación no balanceada en forma iónica, siempre y cuando las especies sean solubles.

• Identificar las especies que se oxida y se reduce. Dividir la ecuación en dos semirreacciones.

• En cada semirreacción se balancea los átomos del elemento que se oxida o reduce, aquellos que son distintos del hidrógeno y el oxígeno.

2 e-

1 e-

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• Si la reacción se lleva a cabo en medio ácido, entonces se balancea los átomos de oxígeno, utilizando moléculas de H2O. luego se balancea los átomos de hidrógeno, empleando iones H+.

• Si la reacción se lleva a cabo en medio básico, entonces por cada átomo de oxígeno que este sobrando, en un lado de la semirreacción, se agrega una molécula de H2O, en el mismo lado. Luego se balancea los átomos de hidrógeno utilizando iones OH-.

• Para balancear las cargas en ambas semirreacciones, se añaden electrones a un lado de cada semirreacción.

• Los electrones ganados y perdidos deben ser iguales, de ser necesario, se multiplican las semirreacciones por factores apropiados.

• Se suman las dos semirreacciones y se balancea, las otras sustancias que no intervinieron en la oxido-reducción, por simple inspección.

• Siempre debe verificarse que los coeficientes proporcionen la igual de átomos y carga, en la ecuación global.

Ejemplo del balance de una reacción redox en medio ácido.

H2 2 23 4 4SO MnO SO Mn

+− − − ++ ⎯⎯→ +

• El elemento que se oxida es el S (de +4 pasa a +6), y el elemento que se reduce es el Mn (de +7 pasa a +2). Las dos semirreacciones son:

Semirreacción de oxidación: 2 23 4SO SO− −→

Semirreacción de reducción: 24MnO Mn− +→

• En ambas semirreacciones los elementos distintos al H y el O están balanceados.

• Al balancear los átomos de O e H se obtiene:

Semirreacción de oxidación: 2 22 3 4H O SO SO 2H− − ++ → +

Semirreacción de reducción: 24 28H MnO Mn 4H O+ − ++ → +

• Tras balancear las cargas se obtiene:

Semirreacción de oxidación: 2 22 3 4H O SO SO 2H 2e− − + −+ → + +

Semirreacción de reducción: 24 25e 8H MnO Mn 4H O− + − ++ + → +

• La semirreacción de oxidación se multiplica por 5, y la semirreacción de reducción por 2; de esta forma la cantidad de electrones que se pierde es igual a la ganada por la otra especie.

Semirreacción de oxidación: 2 22 3 45H O 5SO 5SO 10H 10e− − + −+ → + +

Semirreacción de reducción: 24 210e 16H 2MnO 2Mn 8H O− + − ++ + → +

• Al sumar las dos semirreacciones y efectuar las simplificaciones respectivas, se obtiene:

2 2 23 4 4 26H 5SO 2MnO 5SO 2Mn 3H O+ − − − ++ + → + +

• La ecuación anterior cumple con la igualdad de átomos y de carga.

Ejemplo del balance de una reacción redox en medio básico.

OH4 2 2I MnO MnO I

−− −+ ⎯⎯⎯→ +

• El elemento que se oxida es el iodo (de -1 pasa a 0), y el elemento que se reduce es el Mn (de +7 pasa a +4). Las dos semirreacciones son:

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Semirreacción de oxidación: 2I I− →

Semirreacción de reducción: 4 2MnO MnO− →

• Es necesario balancear el yodo en la semirreacción de oxidación.

Semirreacción de oxidación: 22I I− →

• Sólo la semirreacción de reducción requiere balancear los átomos de O e H:

Semirreacción de reducción: 2 4 22H O MnO MnO 4OH− −+ → +

• Tras balancear las cargas se obtiene:

Semirreacción de oxidación: 22I I 2e− −→ +

Semirreacción de reducción: 2 4 23e 2H O MnO MnO 4OH− − −+ + → +

• La semirreacción de oxidación se multiplica por 3, y la semirreacción de reducción por 2; de esta forma la cantidad de electrones que se pierde es igual a la ganada por la otra especie.

Semirreacción de oxidación: 26I 3I 6e− −→ +

Semirreacción de reducción: 2 4 26e 4H O 2MnO 2MnO 8OH− − −+ + → +

• Al sumar las dos semirreacciones y efectuar las simplificaciones respectivas, se obtiene:

2 4 2 26I 4H O 2MnO 2MnO 8OH 3I− − −+ + → + +

• La ecuación anterior cumple con la igualdad de átomos y de carga.

Si se tiene más de un elemento que se oxida, entonces todos ellos deben escribirse juntos en una única semirreacción de oxidación; de igual forma si se tiene varios elementos que se reducen. En caso de una desproporción, la especie iónica o molecular, que contiene al elemento que se oxida y reduce, puede estar presente en ambas semirreacciones.

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7. ESTEQUIOMETRÍA

La estequiometría es el estudio de los aspectos cuantitativos de las fórmulas y las reacciones químicas. Si se sabe qué hay en una fórmula o reacción, la estequiometría indicará cuánto. Los cálculos estequiometricos se basan en las relaciones fijas que hay entre las especies involucradas en las reacciones químicas. Tales relaciones están indicadas por los índices numéricos, que aparecen en las formulas y por los coeficientes numéricos de las ecuaciones balanceadas. No hay pérdida significativa de masa como resultado de una reacción química.

1. El Mol y las Relaciones Molares

El mol es la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de entidades elementales que existen en 12 g de 12C. A éste número se le llama el número de Avogadro, y es igual a 6,02214x1023 (también se le abrevia como NA).

El concepto de mol puede ser aplicado a cualquier magnitud que se pueda representar por un símbolo o fórmula, átomos, iones, unidades fórmula o moléculas. El mol constituye una forma práctica para determinar el número de átomos, moléculas o unidades fórmula de una muestra al pesarla.

La masa de un átomo depende del número de protones, neutrones y electrones que contiene. El conocimiento de la masa de un átomo es importante para el trabajo en el laboratorio. Sin embargo, los átomos son partículas extremadamente pequeñas; obviamente no es posible pesar un solo átomo. La masa atómica (también llamada peso atómico) es la masa de un átomo, en Unidades de Masa Atómica (u.m.a.). una unidad de masa atómica se define como una masa igual a un doceavo de la masa de un átomo de 12C. Al fijar la masa de éste isótopo como 12 u.m.a. es posible utilizarlo como referencia para medir la masa atómica de los demás elementos. Si bien la masa atómica del 12C es 12 u.m.a., la masa atómica del carbono es 12,01 u.m.a., esto se debe a la existencia de isótopos; por tanto, la masa de los elementos, indicados en la tabla periódica, son el promedio ponderado de las masas atómicas de los isótopo, considerando sus respectivos porcentajes de abundancia.

La relación más importante entre la masa del átomo y la de 1 mol de átomos es que la masa atómica de un elemento expresada en u.m.a. es numéricamente igual que la masa de 1 mol de átomos de dicho elemento expresada en gramos; por tanto, si un átomo de Fe pesa 55,85 u.m.a., entonces 1 mol de átomos de Fe (es decir, 6,022x1023 átomos de Fe) pesan 55,85 g. Esto implica que la masa atómica también puede expresarse con las unidades: g/mol.

La masa molar de un compuesto, la masa molecular o peso molecular, es la suma de las masas molares (pesos atómicos) de los elementos de la fórmula. Por tanto, la masa molecular es la masa contenida en 6,022x1023 moléculas o unidades fórmula. Por ejemplo, la masa molecular de la glucosa, C6H12O6, se obtiene mediante la suma de las masas atómicas de los átomos que constituyen ésta molécula:

Masa atómica del C: 12,01 (u.m.a., o g/mol)

Masa atómica del H: 1,008 (u.m.a., o g/mol)

Masa atómica del O: 16,00 (u.m.a., o g/mol)

Masa molecular de la C6H12O6: 6(12,01)+12(1,008)+6(16) = 180,156 (u.m.a., o g/mol)

Esto implica que en 180,156 g de glucosa hay 1 mol de la misma, y por tanto hay 6,022x1023 moléculas de glucosa. Además, dado que 1 molécula de glucosa contiene 6 átomos de carbono, entonces:

1 molécula C6H12O6 , contiene : 6 átomos de C

6,022x1023 moléculas de C6H12O6 , contienen : 6(6,022x1023) átomos de C

Es decir:

1 mol de C6H12O6 , contiene : 6 moles de C

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Por tanto:

180,156 g de C6H12O6 , contiene : 6 (12,01 g) = 72,06 g de C

La cantidad de moles contenidos en una determinada masa de sustancia se obtiene mediante la siguiente expresión:

mnM

=

Donde: n son los moles, m es la masa es gramos y M es la masa atómica o molecular de la especie, en g/mol.

Adicionalmente se tiene que para sustancias gaseosas, que están a condiciones normales (es decir, a 0ºC y 1 atm de presión) el volumen que ocupa 1 mol de éstas es aproximadamente igual a 22,4 litros. A éste volumen se le conoce como Volumen Molar.

2. Composición Porcentual y Determinación de Fórmulas

Cada elemento en un compuesto constituye la parte proporcional de la masa del compuesto. El porcentaje en masa que corresponde a un determinado elemento, de un compuesto, se puede determinar a partir de la fórmula del compuesto y las respectivas masas atómica y molecular.

Dada la siguiente fórmula general: XnYm, el porcentaje del elemento X, en dicho compuesto se determina mediante la siguiente expresión:

X

C

M%masa de X n 100%M

=

Donde: n es el subíndice de X en la fórmula del compuesto, MX es la masa atómica de X, y MC es la masa molecular del compuesto.

Ejemplo: la masa molecular del H3PO4 es 98 g/mol, y la masa atómica del O es 16 g/mol; entonces:

16%masa de O 4 100% 65,3%98

= =

Esto significa que el 65,3% de la masa del ácido fosfórico es oxígeno.

Las fórmulas de los compuestos, junto con las respectivas masas atómicas y moleculares, permiten determinar la composición porcentual de un compuesto. Pero también es posible determinar la fórmula de un compuesto a partir de los respectivos porcentajes en masa de los elementos constituyentes del compuesto.

La fórmula de un compuesto establece la relación o proporción de los diferentes elementos que constituyen la molécula o unidad fórmula. A la relación más simple posible se denomina Fórmula Empírica, que no necesariamente indica la cantidad de átomos que constituye una molécula o unidad fórmula. Por ejemplo: la molécula de glucosa, C6H12O6, está constituida de 6 átomos de carbono, 12 de hidrógeno y 6 de oxígeno; esto significa que por cada átomo de C hay el doble de hidrógeno. Esto origina que la proporción más simple posible (fórmula empírica), para ésta especie, sea: CH2O, que no corresponde con la fórmula molecular.

Las fórmulas empíricas se obtienen a partir de la composición centesimal, en masa, de los elementos que constituyen un compuesto. El procedimiento consiste en convertir los porcentajes en expresiones de masa, luego determinar los moles de cada elemento contenidos en las masas anteriores, finalmente buscar una relación simple de números enteros a partir de los moles antes calculados.

Ejemplo: dada la siguiente composición porcentual: H=2,2%; O=71,1%; C=26,7%, se procede de la siguiente manera:

H: 2,2% ⇒ 2,2 g moles = 2,2 g / 1 g/mol = 2,2 moles de H

O: 71,1% ⇒ 71,1 g moles = 71,1 g / 16 g/mol = 4,44 moles de O

C: 26,7% ⇒ 26,7 g moles = 26,7 g / 12 g/mol = 2,225 moles de C

Para hallar la relación simple de números enteros, se dividen los moles por el menor valor:

H: 2,2 mol/2,2 mol = 1

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O: 4,44 mol/2,2 mol = 2,018 ≈ 2

C: 2,225 mol/2,2 mol = 1,011 ≈ 2

Por tanto la fórmula empírica es: CHO2.

Para determinar la fórmula molecular de un compuesto es necesario conocer la masa molecular de la especie, con ella y la respectiva composición porcentual en masa, es posible determinar la fórmula molecular.

Siguiente el ejemplo anterior, si se sabe que la masa molecular de la especie desconocida es 90 g/mol, entonces, dado que la masa de la fórmula empírica es: (12)+(1)+(16)x2=45, se divide la masa molecular con la masa de la fórmula empírica: (90 g/mol) / (45 g/mol) = 2. El factor obtenido se multiplica a los respectivos subíndices de la fórmula empírica: 2x(CHO2) = C2H2O4, para obtener la fórmula molecular.

3. Leyes Ponderales

• Ley de la Conservación de la Materia: (Lavoisier) La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él; esto es, la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción.

2 H2 + O2 → 2H2O Relación en moles: 2 moles 1 mol 2 moles Relación en masa: 2 (2g) + 1 (32g) = 2 (18g)

• Ley de las Proporciones Definidas: (Proust) ”Cuando dos o más sustancias se unen para formar un compuesto lo hacen en una relación invariable de masas”. Esto significa que las masas de cada uno de los reactivos y productos están en proporción directa con sus respectivas masas molares.

N2 + 3 H2 → 2 NH3 Relación en masa: 28 g 3(2)g 2(17) g

Proporción definida: ( ) ( ) ( )2 2 3m N m H m NH28 6 34

= =

• Ley de la Proporciones Múltiples: (Dalton) “Cuando dos o más elementos reaccionan para formar dos (o más) compuestos diferentes, la masa de uno de los elementos permanece constante mientras que la del otro varia en una relación que viene dada por un número sencillo.

SO ; SO2 ; SO3 Masa de S: 32 g ; 32 g ; 32 g (constante) Masa de O: 16 g ; 32 g ; 48 g (variable)

(16:1) (16:2) (16:3)

• Ley de las Relaciones Recíprocas: (Wenzel) “Cuando dos pesos fijos de sustancias distintas se combinan por separado con un mismo peso de una tercera sustancia, entonces estas se combinaran entre si en la misma proporción en peso y múltiplos de ellos.

Reacción 1: C + O2 → CO2

12 g 32 g 44 g

Reacción 2: C + 2H2 → CH4

12 g 4 g 16 g

Esto significa que 32 g de O2 reaccionan con 4 g de H2.

Reacción 3: O2 + 2H2 → 2H2O

32 g 4 g 36 g

4. Cálculos Estequiométricos

Independientemente de que las unidades utilizadas para los reactantes, o productos, sean moles, gramos, litros (para los gases) u otras unidades para calcular la cantidad de producto formado en una ecuación se utilizan los moles. Los coeficientes estequiométricos en una ecuación

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química se pueden interpretar como el número de moles de cada sustancia. Por ejemplo, la combustión del propano se representa mediante la siguiente ecuación química:

3 8 2 2 2C H 5O 3CO 4H O+ → +

Para fines de cálculo estequiométrico esta ecuación puede leerse como: 1 mol de propano se combina con 5 moles de oxígeno molecular para formar 3 moles de dióxido de carbono y 4 moles de agua. Esta interpretación permite calcular las cantidades involucradas de las diferentes especies en la reacción. Para ello, debe seguirse algunos pasos generales.

• Escribir las fórmulas correctas para cada reactivo y producto; y luego balancear la ecuación química.

• Convertir en moles las cantidades de algunas de las sustancias conocidas.

• Utilizar los coeficientes de la ecuación balanceada para calcular el número de moles de las cantidades buscadas o desconocidas.

• Utilizar el número calculado de moles y las masas molares para obtener la cantidad desconocida de una sustancia, según las unidades requeridas.

Considerando la reacción anterior, la combustión del propano, es posible calcular la cantidad de oxígeno necesario para la combustión de una masa de gas propano, por ejemplo: 10 g; además se puede estimar la cantidad de productos formado.

Los 10 g de propano se deben convertir en moles, para ello se requiere la masa molecular de éste gas: C3H8; 3(16) + 8(1) = 56 g/mol.

propano10n 0,1785 moles56

= =

Según la ecuación química balanceada, 1 mol de propano necesita 5 moles de oxígeno molecular; por tanto, los moles de O2 necesarios son:

2O5n 0,1785 0,8928 moles1

⎛ ⎞= =⎜ ⎟⎝ ⎠

Los moles de oxígeno se pueden expresar en masa, utilizando la masa molecular del oxígeno (32 g/mol); por tanto, la masa de oxígeno necesario para la combustión de 10 g de gas propano es:

( )2Om 0,8928 32 28,57 g= =

Sin embargo, dado que el oxígeno molecular es gaseoso, y considerando que dicho gas se encuentra a condiciones normales (0ºC y 1 atm de presión), entonces los moles de oxígeno también se pueden expresan en volumen, utilizando el volumen molar.

2O22, 4 litrosV 0,8928 20 litros

1mol⎛ ⎞

= =⎜ ⎟⎝ ⎠

Siguiendo el mismo procedimiento se puede determinar la masa de los productos formados.

Una forma general de relacionar las masas de las especies presentes en una ecuación química general: aA bB cC dD+ → + ; es:

CA B D

A B C D

mm m ma M b M c M d M

= = =

Donde: m es la masa, M es la masa molecular o atómica (según sea el caso), y a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos de cada una de las especies involucradas en la reacción. De ésta forma, conocido alguna de las masas es posible calcular las masas de los otros componentes.

Si todos los componentes de una reacción están en estado gaseoso, a las mismas condiciones de temperatura y presión, entonces los coeficientes estequiométricos pueden emplearse como una relación de volúmenes. Por ejemplo, en la combustión del propano todas las sustancias están estado gaseoso:

( ) ( ) ( ) ( )3 8 2 2 2g g g gC H 5O 3CO 4H O+ → +

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Por tanto, los coeficientes estequiométricos pueden interpretarse como: 1 volumen (1 litro, 1 mililitro, 1 m3, etc.) de propano necesita 5 volúmenes iguales de oxígeno molecular, para producir 3 volúmenes de dióxido de carbono y 4 volúmenes de agua. Esta interpretación sólo es válida si todas las sustancias están en estado gaseoso.

En algunas situaciones, el producto de una reacción se convierte en reactivo de la siguiente, en una secuencia de reacciones. Para propósitos estequiométricos, cuando una sustancia dada se forma en una reacción y se usa en la siguiente, los coeficientes de ésta sustancia, en ambas ecuaciones químicas, deben ser el mismo.

En el siguiente ejemplo se muestra dos reacciones consecutivas:

2 2 2 2Cu S O Cu O SO+ → +

2Cu O C Cu CO+ → +

Para efectuar cálculos estequiométricos, es necesario que los coeficientes del Cu2O, en ambas ecuaciones, según el mismo.

2 2 2 22Cu S 3O 2Cu O 2SO+ → +

22Cu O 2C 4Cu 2CO+ → +

Observe que los coeficientes estequiométricos de la segunda ecuación no son los más pequeños; sin embargo, esto permite realizar la siguiente interpretación: 3 moles de oxígeno molecular originan 4 moles de cobre metálico.

5. Peso Equivalente y Equivalente-gramo

El peso equivalente de una sustancia esta definido como la cantidad de sustancia que contiene, reacciona o equivale a un mol de átomos de hidrógeno. El peso equivalente de un ácido es obtiene al vivir la masa molecular del ácido con el número de hidrógenos que contiene o que puede proporcionar en una reacción, así el peso equivalente del ácido sulfúrico es:

( )ácidoM 98PE 49g / eq g

2H+= = = −

El peso equivalente de una base, se calcula dividiendo la masa molecular de la base con el número de oxhidrilo, OH-, liberados o que pueden reaccionar con los H+ en una reacción química de neutralización. Por ejemplo, el peso equivalente del hidróxido de calcio es:

( )baseM 74PE 37g / eq g

2OH−= = = −

El peso equivalente de una sal se calcula al dividir la masa de la unidad fórmula sobre el valor absoluto de la carga total de los cationes o aniones. Por ejemplo, el peso equivalente del sulfato férrico es: (Fe2(SO4)3: 2Fe3+ ; 3SO4

2- , la absoluta carga total de cationes o aniones es 6)

salM 400PE 66,67 g / eq gcarg a total 6

= = = −

El peso equivalente de una sustancia oxidante o reductora, para una reacción en particular, es igual a su masa molecular dividida entre el número de electrones ganados o perdidos, por cada ión o molécula. Por ejemplo, en la reducción del permanganato en medio básico, según la siguiente semirreacción: 3e- + 2H2O + MnO4

- → MnO2 + 4OH-

( )agente oxidanteM 118,9PE 39,6g / eq g

3e−= = = −

Los pesos equivalentes indican la masa de un equivalente-gramo. El equivalente-gramo es una expresión análoga al mol. Con los pesos equivalentes es posible determinar la cantidad de equivalentes-gramos que están contenidos en una determinada masa, mediante la siguiente expresión:

mequiv gPE

− =

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La ventaja de usar el equivalente-gramo sobre el mol, es que el primero no requiere del balanceo de la ecuación química; dado que en una reacción 1 equiv-g de una especie reacciona exactamente con 1 equiv-g de otra especie, para producir 1 equiv-g de un producto.

6. Reactivo Limitante y Rendimiento de una Reacción

Cuando todos los reactivos se consumen en una reacción química de forma completa y simultánea se dice que los reactantes están en proporciones estequiométricas, es decir, en proporciones molares fijadas por los coeficientes estequiométricos de la ecuación ajustada. Sin embargo, generalmente los reactivos no están en estas proporciones estequiométricas, como consecuencia de ello, algún reactivo se consume totalmente antes que los otros, lo que a la vez origina que la reacción termine (porque falta uno de los reactivos). Al reactivo que se consume primero en una reacción se denomina Reactivo Limitante, ya que la máxima cantidad de producto que se forma depende de la cantidad de éste reactivo que había originalmente.

Cuando el reactivo limitante se consume no se puede formar más producto. Los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con el reactivo limitante, se denominan Reactivos en Exceso.

Cuando se conoce las masas de cada reactivo de una reacción, lo primero que debe determinarse es identificar al reactivo limitante, porque es con éste con quien se efectuará los cálculos posteriores, e incluso so conocerá cuánto queda sin reacciones de los otros reactivos (reactivos en exceso). Para identificar al reactivo limitante se debe convertir todas las masas (o volúmenes, si fuera el caso) a moles y luego dividir éstos moles con sus respectivos coeficientes estequiométricos. Aquella relación que resulta menor, corresponde al reactivo limitante.

Por ejemplo, al combinarse 10 g de aluminio con 28 g de HCl, mediante la siguiente reacción:

3 22Al 6HCl 2AlCl 3H+ → +

Se calcula los moles presentes en las masas de ambos reactivos:

Al : mol = 10/27=0,37 mol 037/2 = 0,185

HCl: mol = 28/36,5 = 0,77 mol 0,77/6 = 0,128

Entonces el reactivo limitante es el HCl, y el reactivo en exceso es el Al. Para determinar la cantidad de cada producto que se forma, sólo se utiliza la masa del reactivo limitante.

Las cantidades obtenidas para los productos, mediante el cálculo estequiométrico, está basado en el supuesto que se obtiene un 100% de eficiencia en la transformación, es decir, el rendimiento teórico.

El rendimiento teórico es el rendimiento máximo que se puede obtener (si todo el reactivo limitante reacciona). En la práctica el rendimiento real, o la cantidad de producto que se obtiene en una reacción, casi siempre es menor al indicado por el rendimiento teórico. Algunas razones son: que las reacciones son reversibles, es decir que los productos vuelven formar reactivos; o que ocurren reacciones colaterales, que no están previstas por la ecuación química.

El rendimiento de una reacción se cuantifica porcentualmente, por la siguiente expresión:

real

teórica

mR 100%m

=

Donde: R es el rendimiento porcentual, m es la masa del producto. También se puede emplear, en vez de la masa, magnitudes como el mol o el volumen, del producto formado.

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8. QUÍMICA DEL CARBONO

La química orgánica es la rama de la química que estudia el carbono, sus compuestos y sus reacciones. Existe una amplia gama de sustancias (medicamentos, vitaminas, plásticos, fibras sintéticas y naturales, hidratos de carbono, proteínas y grasas) formadas por moléculas orgánicas. La química orgánica determina la estructura de las moléculas orgánicas. Esta rama de la química hay afectado profundamente la vida en el siglo XX; ha perfeccionado los materiales naturales y ha sintetizado sustancias naturales y artificiales que, a su vez, han mejorado la salud, han aumentado y han favorecido la utilidad de casi todos los productos empleados en la actualidad.

Antiguamente, los vitalistas consideraban que los compuestos orgánicos solo podían formarse teniendo de por medio un ser vivo (fuerza vital). En 1828, el alemán Friedrich Whöler logra sintetizar la urea (carbodiamida) a partir del cianato de amonio (sustancia inorgánica).

4 2 2NH CNO NH CONH→

Desde el punto de vista histórico, el termino “química orgánica” se aplicó al estudio de compuestos tales como el alcohol, el azúcar y la urea, que se obtenían de organismos vivos. En la actualidad, más de dos millones de compuestos orgánicos se describen en la literatura química y todos estos compuestos tienen el elemento carbono; por lo tanto, la química orgánica es la misma química del carbono.

1. El Carbono en la Naturaleza

En la naturaleza existe abundante carbono bajo diferentes formas; en estado de combinación se le encuentra en todos los seres vivos, en el petróleo, grisú, en los carbonatos que forman la corteza terrestre, etc. y como elemento libre, se le puede encontrar en la naturaleza en forma cristalina y pura; estos estados alotrópicos son el diamante y el grafito que poseen estructuras moleculares diferentes en el mismo estado físico; y en forma artificial tenemos a los fullerenos y nanotubos, en todos ellos los enlaces entre los átomos de carbono son covalentes.

1.1. Carbonos Cristalinos

• Grafito: forma alotrópica del carbono, estructura cristalina hexagonal, es de color negro opaco; menos denso que el diamante, es volatilizable al calor del horno eléctrico, es buen conductor de la electricidad. Sus átomos de carbono presentan hibridación sp2.

• Diamante: forma alotrópica de carbono, estructura cristalina, presenta muchos colores, es el material mas duro que hay en la naturaleza, presenta enlaces covalentes, no conduce la electricidad. Sus átomos de carbono tienen hibridación sp3.

• Fullerenos: descubiertos en 1985, son formas artificiales de carbono formados por 60, 72 u 86 átomos de carbono, adquieren una estructura cerrada, poliédrica (ya que están formados, en el caso del fullereno con 60 átomos de carbono, por pentágonos y hexágonos regulares.

• Nanotubos: descubiertos en 1992, son estructuras formadas por figuras geométricas regulares (hexágonos) adquiriendo una forma tubular de hasta 1nm de longitud.

1.2. Carbonos Amorfos

Este tipo de carbonos no poseen estructura cristalina definida; bajo esta denominación se hallan muchos de los combustibles utilizados en la industria y en el hogar. El carbono amorfo puede ser natural o artificial. Los carbonos naturales son:

• Antracita: es 90% a 96% de carbono; es el carbono mas antiguo y de mayor poder calorífico de color negro brillante, compacta y dura, arde difícilmente con poca llama por eso necesita una gran corriente de aire.

• Hulla: llamada también carbón de piedra o carbón mineral, el más importante combustible industrial sólido, es de color negro brillante, al arder produce llama larga o una llama corta con poco humo, es mas antigua que el lignito. Presenta entre 70 y 80% de carbono.

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• Lignito: es un estado muy avanzado de carbonización de las plantas, contiene entre 55 y 70% de carbono.

• Turba: es el carbono de menor costo, debido a su bajo poder calorífico, contiene entre 45 y 55% de carbono.

Los carbonos artificiales son:

• Carbón animal: Resulta de la combustión incompleta de diversos productos animales, es esponjoso y con mucha capacidad de adsorción.

• Coque: es el residuo de la destilación de la hulla, en metalurgia se usa como redactor.

• Carbón activado: se obtienen del carbón animal, se usa en los filtros para las máscaras contra los gases asfixiantes.

• Carbón vegetal: llamado también carbón de madera, se obtiene por destilación seca de la madera.

• Hollin: llamado también “negro humo” se obtiene por la combustión incompleta de cuerpos ricos en carbono, es uno polvo fino, negro, suave al tacto, se utiliza en la imprenta, tinta china, vulcanización del caucho.

2. Propiedades del Átomo de Carbono

El carbono pertenece al grupo IVA, en la nomenclatura actual al grupo 14 de la tabla periódica. Es el segundo elemento, después del hidrógeno, que constituye numerosos compuestos, debido a su facilidad de combinación con otros carbonos y con otros elementos. El átomo de carbono, en los compuestos orgánicos, presenta propiedades como: tetravalencia, autosaturación, covalencia e hibridación.

• Tetravalencia: El carbono en su forma no hibridizada posee la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p2; hecho que está en aparente contradicción con la tetravalencia mostrada por el carbono en casi la totalidad de los compuestos orgánicos. El átomo de carbono al combinarse con otros elementos, recibe energía la que es absorbida por los electrones, a su vez estos se excitan, originando que un electrón del orbital 2s2 se promocione al orbital 2pz vacío; el paso de este electrón excitado cerca de los otros origina una repulsión electrónica, mezclándose las nubes electrónicas de los orbitales 2s con 2px, 2py y 2pz, de donde surgen cuatro idénticos orbitales híbridos sp3, cada uno con un solo electrón desapareado; poseen el mismo nivel energético.

• Autosaturación: consiste en poder establecer enlaces con otros átomos de carbono formando grandes cadenas carbonadas, las cuales pueden contener más de mil átomos de carbono como es el caso de los polímeros.

• Covalencia: es la capacidad que tiene el átomo de carbono para unirse con otros átomos como el H, O, N y S, mediante enlaces covalentes; los que pueden ser simples, dobles o triples. El tipo de enlace covalente que forman depende del tipo de hibridación que presente el átomo de carbono.

• Hibridación: cuando cada orbital s y p del segundo nivel tiene un electrón, estos pueden combinarse, o fusionarse (hibridarse) de tal forma que pueden formar tres tipos de arreglos. Si 1 orbital s se combina con 3 orbitales p, se forman 4 orbitales híbridos, llamados sp3; estos están dispuestos de tal forma que la repulsión es mínima (los 4 orbitales se ubican en los vértices de un tetraedro). Si 1 orbital s se combina con 2 orbitales p, se forman 3 orbitales híbridos sp2, orientados en dirección de los vértices de un triángulo equilátero. Si 1 orbital s se combina con 1 orbital p, se forman 2 orbitales híbridos sp, dispuestos a lo largo de un eje. En los dos casos anteriores, se mantienen 1 y 2 orbitales p, respectivamente, no hibridados ubicados perpendicularmente a los orbitales híbridos.

3. Tipos de Carbono, Fórmulas e Isomería

El átomo de carbono se clasifica de acuerdo con el número de átomos de carbono adicionales ligados a él.

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• Carbono primario: Es aquel que está unido a un (1) solo carbono adicional; y en consecuencia comparte un par de electrones con otro átomo de carbono Si se trata de un hidrocarburo, este carbono está ligado a tres (3) átomos de hidrógeno.

• Carbono secundario: Es aquel que está unido a dos (2) carbonos adicionales; o comparte dos (2) pares de electrones con otro u otros átomos de carbono. Si se trata de un hidrocarburo, este carbono está unido a dos (2) átomos de hidrógeno.

• Carbono terciario: Es aquel que está unido a tres (3) carbonos adicionales; o comparte tres (3) pares de electrones con otro u otros átomos de carbono. Si se trata de un hidrocarburo, este carbono está unido a un (1) átomo de hidrógeno.

• Carbono cuaternario: Es aquel que está unido a cuatro (4) átomos de carbono; o comparte cuatro (4) pares de electrones con otro u otros átomos de carbono. Si se trata de un hidrocarburo, no se une a ningún átomo de hidrógeno.

Los compuestos orgánicos pueden representarse mediante diversos tipos de fórmulas.

• Fórmula desarrolla o estructural: es aquella en la que se representa todos los enlaces de la molécula.

• Fórmula semi-desarrollada: es aquella en donde sólo se especifica los enlaces entre átomos de carbono.

• Fórmula topológica: es aquella en donde no se escribe los símbolos de los elementos, sólo los enlaces carbono-carbono.

• Fórmula Global: es aquella en donde sólo se indica la proporción de átomos distintos que conforman una molécula.

C4H10

La fórmula global no es apropiada para identificar a una determinada sustancia, porque puede existir más de un compuesto que tenga la proporción indicada en una fórmula global. A los compuestos diferentes que presentan la misma fórmula global, se les denomina isómeros.

Los isómeros son compuestos que tienen la misma composición química, es decir, la misma fórmula molecular, pero difieren poco o mucho en las propiedades físicas y a veces en las propiedades químicas.

Los isómeros pueden clasificarse de la siguiente forma:

• Isomería de cadena: los isómeros de cadena son aquellos que se diferencian en su estructura, es decir, en la secuencia como están unidos los átomos de carbono en sus moléculas. La capacidad del átomo de carbono de formar enlaces sencillos y múltiples consigo mismo puede conducir a diversas estructuras para las moléculas de la misma fórmula molecular. Los isómeros de esta clase pueden ser identificadas fácilmente a través de fórmulas desarrolladas, semidesarrolladas y topológicas.

C6H14:

Isomería

Isomería estructural

Isomería de cadena Isomería de posición Isomería funcional

Isomería espacial

Isomería geométrica: estereoisomería (cis/trans) Isomería óptica

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hexano 3-metilpentano 2-metilpentano 2,3-dimetilbutano 2,2-dimetilbutano

• Isomería de posición: son isómeros que tienen el mismo esqueleto carbonado, pero difieren en la posición de uno o más grupos sustituyentes, o enlaces insaturados, o grupos funcionales.

C6H12:

hex-1-eno hex-2-eno hex-3-eno • Isomería funcional: Son isómeros que tienen grupos funcionales diferentes. Pertenecen a

diferentes funciones químicas; tienen propiedades físicas y químicas diferentes.

C5H10O: O

H O

pentanal pentan-3-ona

• Isomería geométrica: este tipo de isomería aparece cuando un doble enlace o algún otro rasgo estructural impide la libre rotación en torno de un enlace entre dos átomos de carbono. No todos los dobles enlaces conducen a isómeros geométricos; tan sólo las moléculas en las que cada átomo de carbono del doble enlace posea dos grupos diferentes.

C4H8:

CH3

CH3

H

H

CH3CH3

H H

trans-but-2-eno cis-but-2-eno

• Isomería óptica: se relaciona con la falta de simetría molecular. Cada una de las estructuras de los isómeros ópticos es como su imagen ante un espejo.

CH3

CCl

H

F

CH3

CF

H

Cl

Ambas fórmula no son iguales, porque los cuatro grupos unidos al carbono (llamado carbono quiral) son diferentes.

4. Alcanos

Los hidrocarburos son compuestos orgánicos de mucha importancia industrial. Se emplean como combustibles, por ejemplo: la gasolina, el petróleo, el kerosenes, el GLP (gas licuado de propano), thiner, etc. Los hidrocarburos son los compuestos más simples ya que en su composición y estructura presentan solo átomos de carbono e hidrogeno. La fuente natural de estos hidrocarburos son el petróleo, el gas natural y la hulla; que es la fuente natural de los hidrocarburos aromáticos (Benceno y sus derivados).

Se pueden clasificar, de la siguiente manera:

ALIFATICOS

HIDROCARBUROS

AROMATICOS

ACICLICOSCICLICOS

INSATURADOSSATURADOSCiclo alcanosCiclo alquenos

Alcanos AlquenosAlquinos

· Benceno· Naftaleno· Antraceno

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Para nombrar los hidrocarburos se utiliza la nomenclatura IUPAC, que se base en el uso de términos numerales, o raíces, griegas y latinas, estos dependen de la cantidad de átomos de carbono que posea el compuesto orgánico.

En la siguiente tabla se indican los términos numerales, o raíces, para distintas cantidades de carbono.

Cantidad de C raíz Cantidad

de C raíz Cantidad de C raíz

1 Met 16 Hexadec 31 Untriacont 2 Et 17 Heptadec 32 Dotriacont 3 Prop 18 Octadec 33 Tritriacont 4 But 19 Nonadec 34 Tetratriacont 5 Pent 20 Icos 35 Pentatriacont 6 Hex 21 Henicos 36 Hexatriacont 7 Hept 22 Docos 37 Heptatriacont 8 Oct 23 Tricos 38 Octatriacont 9 Non 24 Tetracos 39 Nonatriacont 10 Dec 25 Pentacos 40 Tetracont 11 Undec 26 Hexacos 50 Pentacont 12 Dodec 27 Heptacos 60 Hexacont 13 Tridec 28 Octacos 70 Heptacont 14 Tetradec 29 Nonacos 80 Octacont 15 Pentadec 30 Triacont 100 Hect

Los alcanos, también conocidos como parafinas o hidrocarburos saturados, son hidrocarburos lineales o ramificados que poseen sólo enlaces covalentes simples entre sus átomos de carbono.

El término “saturado” significa que el esqueleto carbonado está saturado de hidrógeno y que sus enlaces entre los átomos de carbono son sencillos. El término parafina significa “poca actividad” y proviene de las raíces griegas “parum”, poca y “affinis”, afinidad. Esta característica de los alcanos se debe a que no poseen un grupo funcional, y por ello, experimentan sólo algunas reacciones.

La fórmula general de los alcanos es: CnH2n+2.

4.1. Nomenclatura

Los alcanos se nombran agregando la terminación “ano” a l respectivo término numeral o raíz, que indica la cantidad de átomos de carbono que presenta la molécula.

Por ejemplo:

CH3 metano : un átomo de carbono CH3CH3 etano : dos átomos de carbono CH3CH2CH3 propano : tres átomos de carbono CH3(CH2)2CH3 butano : cuatro átomos de carbono CH3(CH2)3CH3 pentano : cinco átomos de carbono CH3(CH2)4CH3 hexano : seis átomos de carbono CH3(CH2)5CH3 heptano : siete átomos de carbono CH3(CH2)6CH3 octano : ocho átomos de carbono CH3(CH2)7CH3 nonano : nueve átomos de carbono CH3(CH2)8CH3 decano : diez átomos de carbono

Si en algún enlace C-H se produce una ruptura homolítica, al producto resultante se le denomina radical. Si el enlace C-H roto pertenece a un carbono primario, el radical se nombra cambiando la terminación “ano” por “il”, o “ilo”.

CH2- metilo CH3CH2 - etilo CH3CH2CH2 - propilo CH3(CH2)2CH2 - butilo CH3(CH2)3CH2 - pentilo CH3(CH2)4CH2 - hexilo CH3(CH2)5CH2 - heptilo CH3(CH2)6CH2 - octilo CH3(CH2)7CH2 - nonilo

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Algunos radicales presentan nombres comunes, tales como:

Para nombrar hidrocarburos ramificados con la nomenclatura IUPAC hay que seguir los siguientes pasos:

• Seleccionar la cadena principal; esta es la más larga y con más radicales.

• Enumerar la cadena principal; empezando por el extremo más próximo al radical. Si esto no es suficiente, la numeración debe dar la menor suma para los radicales. Si aún hay varias opciones, se debe considerar el orden alfabético de los nombres de los radicales.

• Construir el nombre, empezando por los radicales en orden alfabético, anteponiendoles la posición que ocupan en la cadena principal, y separados por guión; si hay varios radicales iguales, debe emplearse los prefijos de cantidad: di, tri, tetra, etc., antes del nombre del radical. Luego, seguidamente, se escribe el nombre del alcano correspondiente a la cadena principal.

Ejemplos:

2, 2, 4-trimetilpentano 3,6,7-trietil-3-metilnonano

CH

CH CH

CH

CH3

CH3

CH3

CH

CH2

CH CH

CH2

CH2

CH3

CH3

CH2

CH3

CH2CH3

CH3CH3

6-etil-3,3-dimetil-5-propildecano 6-etil-3-metil-4-propiloctano

8-sec-butil-4-etil-5,12-diisopropil-7,10,14-trimetil-13-neopentil-6-propilheptadecano

Los prefijos de cantidad: di, tri, tetra, etc., además de sec-, terc-, no se consideran para el orden alfabético; sin embargo, los prefijo iso, neo y ciclo si se considerados para el orden alfabético.

CH3 CH

CH3

CH3 CH

CH3

CH2 CH3 CH

CH3

CH2 CH2

isopropilo isobutilo isopentilo

CH3 CH2 CH

CH3CH3 C

CH3

CH3

CH3 C

CH3

CH2

CH3

sec-butilo terc-butilo neopentilo

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4.2. Obtención

La principal fuente de alcanos es el petróleo y el gas natural, que por destilación fraccionada se obtienen alcanos hasta de cuarenta átomos de carbono. Otra fuente es el carbón mineral, que por hidrogenación puede ser convertido en gasolina.

En los laboratorios los principales métodos para preparar alcanos son:

• Por hidrogenación (reducción) de alquenos o alquinos: Consiste en hacer reaccionar un alqueno o un alquino con moléculas de hidrógenos. Ejemplo:

CH2 = CH2 + H2 → CH3 – CH3

CH2 = CH – CH2CH3 + H2 → CH3 – (CH2)2 – CH3

• Mediante la síntesis de Wurtz: Consiste en hacer reaccionar dos derivados halogenados (iguales o diferentes) con sodio puro. Ejemplo:

2CH3 – I + 2Na CH3 – CH3 + 2NaI

2CH3 – CH2 – Cl + 2Na CH3 – CH2 – CH2 – CH3 + 2NaCl

CH3 – I + CH3CH2 – I + 2Na CH3 – CH2 – CH3 + 2NaI

• Mediante la síntesis de Kolbe: Consiste en hacer reaccionar una solución concentrada de sal orgánica de sodio o de potasio con moléculas de agua. Ejemplo:

2CH3 – COOK + 2H2O CH3 – CH3 + 2CO2 + H2 + KOH

CH3 – COONa + CH3CH2 – COONa + 2H2O CH3 – CH2 – CH3 + 2CO2 + H2 + KOH

• Mediante el reactivo de Grignard. Ejemplo:

CH3 – CH2 – MgCl + H2O CH3 – CH3 + MgCl(OH)

CH3 – (CH2) 2 – MgI + H2O CH3 – CH2 – CH3 + MgI(OH)

• También se puede obtener un alcano, calentando una mezcla de sal disódica de un ácido dicarboxílico y cal sodada (NaOH). Ejemplo:

NaOOC – CH2 – COONa + 2NaOH CH4 + 2Na2CO3

NaOOC – (CH2)3 – COONa + 2NaOH CH3 – CH2 – CH3 + 2Na2CO3


Entre las principales propiedades físicas tenemos, solo para los de cadena continua:

• A temperatura ambiente los 4 primeros alcanos, son gases; del pentano hasta el heptadecano son líquidos; y el resto son sólidos.

• A medida que se adiciona grupos metileno (-CH2-) en la cadena continua de un alcano, este aumentara su punto de ebullición, su densidad y en un grado menor su punto de fusión. Este aumento se debe a que las fuerzas intermoleculares se intensifican.

• Para aquellos alcanos que presentan isomería de cadena, es decir, diferentes estructuras con igual formula molecular, se observa una disminución en su punto de ebullición, cuanto más ramificado es, menor es su punto de ebullición. Es decir, que un isómero ramificado tiene un punto de ebullición menor que uno de cadena recta.

• La volatilidad de un compuesto aumenta a medida que aumenta la ramificación. • Son menos densos que el agua. Para tener igual densidad que el agua se requiere la

presencia de átomos más pesados; como el Yodo, Bromo o varios átomos de Cloro. • Los alcanos son insolubles en agua, debido a su baja polaridad. Los alcanos líquidos son

miscibles entre si y generalmente se disuelven en disolventes no polares como: el benceno, éter, cloroformo, tetracloruro de carbono, etc.

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Los alcanos son poco reactivos, sin embargo podemos aumentar su reactividad utilizando los reactivos adecuados y a condiciones adecuadas. Las principales reacciones de los alcanos son:

• Halogenación: Se trata de una reacción de sustitución de un alcano con moléculas de cloro, y requiere de luz o calor. Ejemplo:

CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl (Clorometano) CH3 – CH3 + Cl2 CH3 – CH2Cl + HCl (Cloroetano) Podemos seguir adicionando más moléculas de cloro hasta llegar a la autosaturación: CH3Cl + Cl2 CH2Cl2 + HCl (Diclorometano) CH2Cl2 + Cl2 CHCl3 + HCl (Cloroformo) CHCl3 + Cl2 CCl4 + HCl (Tetracloruro de carbono)

• Combustión completa: Arde en contacto con el fuego y en presencia de Oxigeno abundante, desprendiendo únicamente CO2 y H2O y gran cantidad de calor:

CxHy + O2 CO2 + H2O + Calor CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O + Calor C2H6(g) + 7/2 O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(l) + 1559 kJ/mol

5. Cicloalcanos

Son hidrocarburos ciclicos es decir, son de cadena cerrada. Son llamados tambien naftenicos y son isomeros estructurales de los alquenos. Su fórmula general es: CnH2n

Los cilcoalcanos se representan generalemnete a traves de figuras geometricas simples. Un triangulo para el ciclo propano, un cuadrado para el cilcobutano, un pentano para el ciclopentano, etc.

Sus propiedades fisicas y quimicas son similares al de los alcanos de cadena abierta de igual cantidad de atomos de carbono, pues ambos tienen puros enlaces simples, y todos los atomos de carbono de ambos tipos presentan hibridacion sp3.

Para nombrar los cicloalcanos con la nomenclatura IUPAC se antepone la palabra ciclo delante del nombre del alcano de cadena abierta con la misma cantidad de carbonos. Ejemplos:

Ciclopropano ciclobutano ciclopentano ciclohexano

Los ciclo alcanos presentan también radicales, así como lo presentan los alcanos de cadena abierta y se nombran similares a los de cadena abierta con la terminación “ilo” o “il”.

Los cicloalcanos con grupos alquilo se nombran de la siguiente manera:

• Si tiene un solo radical se nombra primero el radical y luego el nombre del ciclo alcano.

• Si tiene dos o más radicales alquilo se busca la menor numeración de estos, y si los radicales se ubican en la misma posición buscando la numeración menor por la derecha o por la izquierda, entonces se opta por el radical que tenga el menor orden alfabético.

• Si el grupo alquilo posee mayor cantidad de átomos de carbono que el ciclo, entonces la cadena cíclica pasa a ser el radical alquilo.

• Si existiese halógenos, estos no tienen prioridad sobre los radicales, para nombrarlos se consideran de acuerdo al orden alfabético.

2-etil-4-isopropil-1-metilciclohexano 1,4-dietil-2-metilciclopentano

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6. Alquenos

Se les denomina también olefinas (formador de aceites), son hidrocarburos insaturados y se caracterizan porque en su molécula existe por lo menos un enlace doble covalente carbono – carbono. Estos átomos de carbono que presentan el doble enlace presentan hibridación sp2–sp2, por lo tanto aquí se forma un enlace σ y un enlace π, que no le permite la posibilidad de giro.

La fórmula general para un compuesto que sólo tiene un enlace doble es: CnH2n

6.1. Nomenclatura

En el sistema común de nomenclatura, se nombra a los alquenos sencillos como derivados del etileno. Aquí sólo veremos los nombres comunes para algunos compuestos sencillos.

CH2 = CH2 CH2 = CH – CH3 CH = CH – CH2 – CH3 Etileno Propileno 1 – Butileno

En el sistema IUPAC estos compuestos se nombran como derivados de un alcano matriz. La raíz indica el número de carbonos en la cadena y el sufijo “eno”, la presencia del doble enlace en la cadena. Estos hidrocarburos se nombran de la siguiente forma:

• Los que sólo tienen un enlace doble se nombran cambiando la terminación ano por eno indicando con un número la posición del doble enlace (empezando a contar por el extremo más próximo al doble enlace)

• Si hay ramificaciones se toma como cadena principal la cadena más larga de, las que contienen el doble enlace y para comenzar la numeración de los átomos de carbono se realiza de manera que el doble enlace posea el número más pequeño posible.

• Si contiene más de un doble enlace, se antepone al sufijo “eno” algún prefijo de cantidad: di, tri, tetra, etc.

CH3

HC

CH3

CH3

CH3

CH2

CH3

CH3

CH3

3-etil-6-metilhept-2-eno 2-etil-5-metilocta-1,3,6-trieno

Los isómeros geométricos son estereoisómeros que se presentan alrededor del doble enlace de los alquenos, por una diferente disposición espacial de los sustituyentes alrededor del doble enlace. La condición suficiente y necesaria para que se dé la isomería geométrica es que cada carbono del doble enlace por separado debe tener sus dos sustituyentes diferentes.

6.2. Obtención de Alquenos

Se pueden obtener a nivel industrial a través del cracking de petróleo y en menor masa molecular a través de la destilación fraccionada.

• Mediante el cracking de alcanos: Consiste en obtener moléculas más sencillas a partir de moléculas de elevada masa molecular, a altas temperaturas y en presencia de un catalizador adecuado. Ejemplo:

CH3 – CH3 CH2 = CH2 + H2

CH3 – CH2 – CH3 CH2 = CH2 + CH4 CH3 – CH2 – CH2 – CH3 CH2 = CH – CH3 + CH4

• Mediante la deshidratación de alcoholes: Consiste en la eliminación de una molécula de agua a una molécula de alcohol obteniéndose un alqueno. Ejemplo:

CH3 – CH2OH CH2 = CH2 + H2O CH3 – CH2 – CH2OH CH3 – CH = CH2 + H2O

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CH3 – CH2 – CH2 – CH2OH CH3 – CH2 – CH = CH2 + CH3 – CH = CH – CH3 + H2O

(2-Buteno) Producto principal CH3 – CH2 – CHOH – CH3 CH3 – CH2 – CH = CH2 + CH3 – CH = CH – CH3

(2-Buteno) Producto principal

• Mediante deshidrohalogenación de halogenuros: Consiste en remover el átomo de halógeno en el compuesto orgánico, que es un halogenuro de alquilo. Esto se realiza generalmente en presencia de álcalis fuertes como el hidróxido de potasio (KOH). Ejemplo:

CH3 – CH2Cl CH2 = CH2 + HCl CH3 – CH2 – CH2Cl CH3 – CH = CH2 + HCl


• Los alquenos del C2 al C4 son gases; del C5 al C15 son líquidos; y los C16 al Cn son sólidos amorfos.

• El punto de fusión, el punto de ebullición y la densidad varían con el peso molecular del compuesto.

• En general los alquenos poseen propiedades semejantes a la de los alcanos, es decir, también son insolubles en agua, y solubles solo en líquidos apolares como el benceno, el éter, el cloroformo, y son menos densos que el agua.


• Adición de hidrógenos: El alqueno reacciona con átomos de hidrógeno, pero utilizando adecuados catalizadores finamente divididos, como el níquel. Ejemplo:

CH3 – CH = CH2 + HI CH3 – CHI – CH3 Es importante destacar que un alquenos puede realizar reacciones anti-Markovnikov. Ejemplo:

Sin peróxido CH3 – CHBr – CH3 Markonikov CH3 – CH = CH2 + HBr

Con peróxido CH3 – CH2 – CH2Br Anti Markonikov

• Combustión: Los alquenos también arden en presencia de abundante oxigeno, produciendo dióxido de carbono y vapor de agua. Ejemplo:

CH2 = CH2 + 3O2 2CO2 + 2H2O + Calor 2CH3 – CH = CH2 + 9O2 6CO2 + 6H2O + Calor

• Polimerización: Un alqueno bajo condiciones apropiadas, puede reaccionar con varias moléculas de bajo peso molecular, a los que se les conoce como monómeros, para dar moléculas más grandes llamadas polímeros. Ejemplo:

nCH2 = CH2 (---CH2 – CH2 ---)n Polietileno (Bolsas de plástico)

7. Alquinos

Llamados también acetilénicos, son hidrocarburos con mayor grado de insaturación que los alquenos y se caracterizan porque en su molécula existe por lo menos un enlace triple covalente carbono–carbono. En este tipo de hidrocarburos observaremos la presencia de híbridos sp–sp, para el par de carbonos que realizan el enlace triple. Aquí se forma un enlace σ (centro) y dos enlace π (extremos), que no le permite la posibilidad de giro.

La fórmula general para un compuesto que sólo tiene un enlace doble es: CnH2n-2

7.1. Nomenclatura

En el sistema común de nomenclatura, se nombra a los alquinos sencillos como derivados del acetileno. Aquí sólo veremos los nombres comunes para algunos compuestos sencillos.

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CH ≡ C – CH3 CH ≡ C – CH3 CH ≡ C – CH2 – CH3 acetileno metilacetileno dimetilacetileno

En el sistema IUPAC estos compuestos se nombran como derivados de un alcano matriz. La raíz indica el número de carbonos en la cadena y el sufijo “ino”, la presencia del triple enlace en la cadena.

Las reglas son las mismas que se utilizaron en la nomenclatura de alquenos, con la diferencia que éstos llevan la terminación ino.

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3

4,4-dimetilpent-2-ino 4-etil-7-isopropil-4,7-dimetildeca-2,5,8-triino

7.2. Obtención

• Mediante la deshidrogenación de halogenuros de alquilo: Ejemplo:

CH2 = CHBr CH ≡ CH + HBr CH3 – CH = CHBr CH3 – C ≡ CH + HBr CH3 – CH2 – CH = CHCl CH3 – CH2 – C ≡ CH + HBr

• Mediante la reacción de acetiluros de sodio con halogenuros de alquilo primario: Ejemplo:

CH ≡ CNa + CH3Cl CH ≡ C – CH3 + NaCl CH3 – C ≡ C – Na + CH3 – CH2 – Cl CH3 – C ≡ C – CH2 – CH3 + NaCl


• Los alquinos del C2 al C4 son gases; del C5 al C15 son líquidos; y los C16 al Cn son sólidos amorfos.

• El punto de fusión, el punto de ebullición y la densidad varían con el peso molecular del compuesto.

• En general los alquinos poseen propiedades semejantes a la de los alcanos y alquenos, es decir, también son insolubles en agua, y solubles solo en líquidos apolares como el benceno, el éter, el cloroformo, el tetracloruro de carbono y son menos densos que el agua.


Son más reactivos que los alquenos, por su mayor instauración.

• Adición de hidrógenos: Se hace reaccionar un alquino con moléculas de hidrogeno y se obtiene un alcano. La reacción se realiza en presencia de catalizadores finamente divididos, como el níquel. Ejemplo:

CH ≡ CH + H2 CH2 = CH2 + H2 CH3 – CH3 CH ≡ C – CH3 + 2H2 CH3 – CH2 – CH3

• Adición de halógenos: Se adiciona moléculas de cloro a un alquino, obteniéndose al final derivados tetrahalogenados. Ejemplo:

CH ≡ CH + Cl2 CHCl = CHCl + Cl2 CHCl2 – CHCl2

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CH ≡ C – CH3 + Br2 CHBr = CBr – CH3 + Br2 CHBr2 – CBr2 – CH3

• Adición de halogenuros de hidrógeno: En este tipo de reacciones, se obtiene primero un mono halogenuro de un alqueno y luego un di halogenuro de alquilo. Aquí debemos tener en cuenta la regla de Markonikov. Ejemplo:

• Adición de agua (hidratación): Se obtiene generalmente cetonas. Sólo el etino produce aldehído.

• Combustión completa: Se realiza cuando el oxígeno abunda, dando como productos sólo dióxido de nitrógeno y vapor de agua.

CH ≡ CH(g) + 5/2 O2(g) 2CO2(g) + 2H2O(l) + 1300 kJ/mol CH3 – C ≡ CH(g) + 4O2(g) 3CO2(g) + 2H2O(l) + Calor

8. Hidrocarburos Aromáticos

Los compuestos aromáticos, llamados también arenos, son sustancias cuyas moléculas tienen una agrupación cíclica estable con un carácter particular de enlace. Aunque inicialmente (segunda mitad del siglo XIX) se denominaban aromáticas a las sustancias extraídas de materiales que expelían fragancias agradables, en la actualidad el concepto de aromaticidad en el sentido químico, no tiene ninguna relación con el olor. La química de los compuestos aromáticos es ante todo la química del benceno y sus derivados.

El benceno fue aislado por primera vez en 1825 por Michael Faraday, por condensación de una mezcla aceitosa obtenida del gas de alumbrado. Nueve años después, Eilhardt Mitscherlich lo preparó al calentar ácido benzoico (aislado de la goma de benjuí) en presencia de cal. Es así que el nombre benceno esta asociado al ácido benzoico mediante el término benzin, que proviene del árabe luban jawi (incienso de Java). En la actualidad se obtiene de la industria del petróleo.

Basado en la composición elemental y la masa molecular relativa, se determinó que el benceno tiene por fórmula molecular: C6H6, y posee una estructura cíclica insaturada, en donde todos sus hidrógenos son equivalentes. Basado en esto último, y la tetravalencia del carbono, en 1865 Kekulé propuso para la estructura del benceno una mezcla en equilibrio de dos ciclohexatrienos, formados con enlaces simples y dobles alternados. Sin embargo, el benceno no es un cicloalqueno, dado que las longitudes de enlace entre los seis átomos de carbono son iguales (0,139 nm), menor al enlace simple (0,147 nm) y mayor al enlace doble (0,133 nm).

H

H

H H

H

H

H

H

H

H

H

H ciclohexatrieno benceno

El benceno, en comparación con los alquenos y los polienos, es un compuesto más estable y la estructura del ciclohexatrieno no puede explicar esta estabilidad adicional. El benceno es un híbrido de resonancia cuyos enlaces π están deslocalizados, lo que explica la longitud de enlace del anillo. Los seis átomos de carbono presentan una hibridización sp2, por tanto los ángulos de

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enlace son de 120º, y están unidos mediante enlaces σ. Cada átomo de carbono tiene un orbital p perpendicular al plano del anillo que se solapa con los orbitales p de los átomos contiguos para formar un círculo de densidad electrónica π por encima y por debajo del plano molecular.

La verdadera estructura del benceno es mesómera, es decir, intermedia entre dos formas

resonantes, por tanto se dibuja un círculo dentro de un hexágono, para indicar el carácter intermedio de los enlaces.

8.1. Aromaticidad

Durante muchos años se supo que la gran energía de resonancia del benceno sería común en otros polienos cíclicos con enlaces dobles conjugados. De modo genérico se denominan anulenos todos los polienos cíclicos con enlaces simples y dobles alternados. Por ejemplo:

ciclobutadieno benceno ciclooctatetraeno

[4]anuleno [6]anuleno [8]anuleno

Sin embargo, no todos los polienos conjugados cíclicos gozan de la estabilidad termodinámica asociada al benceno; así el [4]anuleno y el [8]anuleno son muy reactivos, y el último no es plano. Por tanto, no todos los anulenos son aromáticos.

Para que un compuesto se aromático (elevada estabilidad termodinámica y reactividad química diferente de los alquenos y polienos conjugados), debe cumplir las siguientes condiciones:

• Su estructura debe ser cíclica y contener enlaces dobles conjugados.

• Cada átomo de carbono del anillo debe tener hibridización sp2.

• Los orbitales p deben solaparse para formar un anillo continuo de orbitales paralelos. La estructura debe ser plana o casi plana para que el solapamiento de los orbitales p sea efectivo.

• Debe cumplir la regla de Hückel: son aromáticos los sistemas cíclicos planares de átomos insaturados que contiene (4n+2) electrones π, donde n es cero o un número entero positivo. Si el número de electrones π es 4n, entonces el compuesto es antiaromático.

El benceno cumple todas consideraciones, al poseer 6 electrones π, por tanto es aromático. El ciclobutadieno, en cambio, sin bien es un anillo con orbitales p que se solapan, no es aromático, sino antiaromático debido a sus 4 electrones π. En el caso del ciclooctatetraeno no es posible aplicar la regla de Hückel, dado que sus orbitales p no presentan un solapamiento continuo, este compuesto es un no aromático, por tanto, no presenta la reactividad de los aromáticos ni la inestabilidad de los antiaromáticos.

8.2. Nomenclatura

Todos los compuestos que contienen un anillo de benceno son aromáticos y se les nombra como derivados del benceno, sin embargo la IUPAC permite el uso de algunos nombres comunes (los que se indican entre paréntesis).

CH3

CH CH2

CH3CH3

NH2

O CH3

metilbenceno vinilbenceno isopropilbenceno aminobenceno metoxibenceno

(tolueno) (estireno) (cumeno) (anilina) (anisol)

Para derivados disustituidos se puede emplear los prefijos orto, meta y para.

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CH3CH3

Cl

Cl

CH3

O2N o-dimetilbenceno m-diclorobenceno p-nitrotolueno

(o-xileno)

Para compuestos con múltiples sustituciones, la IUPAC recomienda enumerar el anillo aromático, de tal forma que se tenga la menor numeración de los sustituyentes; si esto no es suficiente se considera el orden alfabético de los sustituyentes para establecer el inicio de la numeración. El nombre se construye anteponiendo a la palabra benceno los sustituyentes, en orden alfabético, usando prefijos de cantidad (di, tri, tetra, etc.) si fuera necesario y especificando sus respectivas posiciones.

CH3

CH3CH3

1

35 CH3

CH3

CH2

CH3

1

2

4 1,3,5-trimetilbenceno 4-etil-1,2-dimetilbenceno (mesitileno)

14

1

32

4 1-isopropil-4-metilbenceno 1-ciclopropil-4-etil-2,3-dimetilbenceno (cimeno)

Si se toma como base algún nombre común, entonces la numeración se inicia en el carbono que posee al sustituyente del componente base.

13

4

OCl

1

2

4

6

CH3NO2O2N

NO2

1

3

2

CH CH2Br

3-cloro-4-etilanisol 2,4,6-trinitrotolueno 2-bromo-3-etilestireno

8.3. Compuestos Aromáticos Polinucleares o Policíclicos

También denominados anillos condensados o fusionados, son aquellos que comparten dos átomos de carbono y un enlace entre ellos. El naftaleno es el compuesto aromático polinuclear más simple; consta de dos anillos de benceno fusionados. Al igual que el benceno, también presenta resonancia:

1 2 3

Sin embargo, posee ciertas diferencias respecto al benceno. Es menos aromático que el benceno, lo que hace que tenga una mayor reactividad; además no todas sus longitudes de enlace son iguales, por tanto, no todas las posiciones en el naftaleno son equivalentes.

Los policíclicos aromáticos más importantes, y sus respectivas numeraciones para especificar sus sustituyentes, son:

8

5

7

6

12

43

8

5

7

6

9

10

12

43 5

8

6

7

9 10

4 3

1

2

6

8

75

4

1

3

2910

naftaleno antraceno fenantreno pireno

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En la molécula de naftaleno, existen dos tipos de carbono, los α (posiciones 1, 4, 5 y 8) y los β (posiciones 2, 3, 6 y 7). Para naftaleno monosusituidos se suele emplear esto como parte de la nomenclatura.

Cl

CH3

1-cloronaftaleno 2-metilnaftaleno α-cloronaftaleno β-metilnaftaleno

En los radicales monovalentes derivados de compuestos aromáticos, el átomo de carbono que tiene la valencia libre es enumerado como 1.

CH3

CH2

31

4

Cl

Cl

fenil o-toluil bencil 2-naftil 3,4-diclorofenil

La IUPAC acepta el nombre de difenilo para el siguiente compuesto (que no es un compuesto aromático policíclico).

8.4. Obtención

El petróleo y la hulla son fuentes de materia prima muy importantes de los compuestos aromáticos. En la coquefacción de la hulla a 1000 – 1200ºC se forma el coque y el alquitrán de hulla; éste último es un aceite de color negro-pardusco, más denso que el agua, con un olor característico y contiene hasta 300 sustancias aromáticas diferentes. Luego, el alquitrán se somete a la destilación, generalmente separándose en las siguientes fracciones:

• Aceites ligeros (cerca del 2% de la masa total del alquitrán) se destila hasta los 170ºC, y contiene benceno, tolueno, xilenos, estireno, etilbenceno, piridina y otros.

• Aceites medios (hasta el 12% de la masa total de alquitrán) se destila en un intervalo de 170 a 240ºC, y contiene naftaleno, fenol y cresoles.

• Aceites pesados (hasta el 10% de la masa total del alquitrán) se destila en un intervalo de 240 a 270ºC, y contiene naftaleno y sus derivados.

• Aceites antracénicos (hasta el 25% de la masa total de alquitrán) se destila en un intervalo de 270 a 360ºC, y contiene antraceno, fenantreno y otros.

• Brea (del 50 a 60% de la amasa total del alquitrán) es un residuo sólido del alquitrán después de la destilación.

El petróleo de algunos yacimientos contiene cantidades considerables de hidrocarburos aromáticos, pero una cantidad importante de compuestos aromáticos se forma en la denominada aromatización del petróleo, que consiste en la deshidrociclización catalítica de los alcanos y en la deshidrogenación catalítica de los cicloalcanos. En la industria este proceso recibe el nombre de reformación catalítica.

V2O5

500ºC

CH3H24+

H23+

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• El benceno y sus homólogos más cercanos son líquidos incoloros con olor característico, los homólogos superiores son sólidos.

• Las temperaturas de ebullición y de fusión dependen de la longitud e isomería de las cadenas laterales y también de la disposición de las cadenas laterales en el ciclo. Los isómeros con cadenas laterales ramificadas, generalmente ebullen a temperaturas inferiores que las normales. Los isómeros para poseen las temperaturas de fusión más altas.

• Las densidades de los arenos siempre son menores que la unidad.

• Los arenos son poco solubles en agua, pero son miscibles en todas proporciones con solventes orgánicos, alcohol, éter, acetona e hidrocarburos. Los arenos líquidos son buenos disolventes de las sustancias orgánicas.

• Se inflaman fácilmente y arden con llama luminosa y muy humeante.

• Los vapores y líquidos son tóxicos, algunas son cancerígenas.


Reacciones de sustitución electrofílica: es una de las reacciones más características de los compuestos aromáticos. Las más importantes son:

• Nitración: el benceno reacciona con la mezcla HNO3/H2SO4 concentrados, de tal forma que el catión nitronio sustituye un hidrógeno del anillo bencénico.

NO2

H2O++ HNO3H2SO4

• Halogenación: la sustitución de un hidrógeno por algún halógeno se lleva a cabo en presencia de halogenuros de aluminio o hierro.

Br

HBr++ Br2

AlBr3

• Sulfonación: a diferencia de la nitración y la halogenación, ésta es reversible.

HSO3

H2O++ H2SO4

• Alquilación: por este proceso se introduce un grupo alquilo en el núcleo aromático.

HCl++ C2H5ClAlCl3

Reacciones de adición: en presencia de catalizadores a base de níquel o platino, se puede hidrogenar el anillo aromático.

+ H23Ni

En presencia de luz se puede adicionar cloro.

ClCl

Cl

ClCl

Cl+ Cl23

hν

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9. FUNCIONES ORGÁNICAS OXIGENADAS

1. Alcoholes

Alcohol, término aplicado a los miembros de un grupo de compuestos químicos del carbono que contienen el grupo OH. Dicha denominación se utiliza comúnmente para designar un compuesto específico: el alcohol etílico o etanol. Proviene de la palabra árabe al-kuhl, o kohl, un polvo fino de antimonio que se utiliza para el maquillaje de ojos. En un principio, el término alcohol se empleaba para referirse a cualquier tipo de polvo fino, aunque más tarde los alquimistas de la Europa medieval lo utilizaron para las esencias obtenidas por destilación, estableciendo así su acepción actual.

Los alcoholes tienen uno, dos o tres grupos hidróxido (-OH) enlazados a sus moléculas, por lo que se clasifican en monohidroxílicos, dihidroxílicos y trihidroxílicos respectivamente. El metanol y el etanol son alcoholes monohidroxílicos. Los alcoholes también se pueden clasificar en primarios, secundarios y terciarios, dependiendo de que tengan uno, dos o tres átomos de carbono enlazados con el átomo de carbono al que se encuentra unido el grupo hidróxido. Los alcoholes se caracterizan por la gran variedad de reacciones en las que intervienen; una de las más importantes es la reacción con los ácidos, en la que se forman sustancias llamadas ésteres, semejantes a las sales inorgánicas. Los alcoholes son subproductos normales de la digestión y de los procesos químicos en el interior de las células, y se encuentran en los tejidos y fluidos de animales y plantas.

1.1. Nomenclatura

La cadena principal del compuesto debe contener al carbono enlazado al grupo OH y ese carbono debe recibir el índice más bajo posible. La terminación o del alcano correspondiente a la cadena principal se sustituye por “ol” para indicar que se trata de un alcohol. De forma análoga a los alquenos, se antepone un prefijo al nombre padre para especificar la posición del grupo funcional, en este caso el OH.

Cuando existe más de un mismo grupo funcional, (por ejemplo dos hidroxilos) se utilizan los prefijos di, tri, etc. antes de la terminación propia al grupo, por ejemplo diol, triol, etc. (con los prefijos que terminan en la vocal “a”, se suprime ésta vocal: tetra+ol = tetrol). Además, la cadena principal debe tener el máximo número de ese grupo funcional.

En un alqueno como el 2-hexeno o en un alcohol saturado como el 2-hexanol, el índice 2 indica la posición del doble enlace y del hidroxilo respectivamente. Cuando tenemos tanto un doble enlace carbono-carbono como algún otro grupo funcional (alcoholes, cetonas, aminas, etc.) el índice correspondiente a la posición del grupo funcional se inserta justo antes del sufijo y el del alqueno se inserta como normalmente se hace. De esta forma, el nombre 4-hexen-2-ol indica una cadena de 6 carbonos con enlace doble entre el carbono 4 y el 5 y un grupo OH en el carbono 2. Además, la cadena principal es ahora aquella que contenga al grupo funcional y al máximo número de enlaces dobles y triples. En el siguiente ejemplo, la cadena principal no es la más larga (6 carbonos) sino la que tiene al doble enlace (5 carbonos).

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• Por lo general son menos denso que el agua. Hasta con 11 C son líquidos.

• Hasta con 3 carbonos son solubles en agua, por la formación de puente de hidrógeno.

• Tienen mayor temperatura de ebullición que los alcanos con igual número de C, debido a la formación de puente de hidrógenos.

• El metanol es tóxico, su ingestión produce ceguera y la muerte. El etanol se usa como solvente, en bebidas alcohólicas, y como antiséptico. Ambos sirven como combustibles.

• El etilenglicol (1,2-etanodiol) es un anticongelante y solvente. La glicerina es un aditivo cosmético.


• Son ácidos muy débiles. Su acidez disminuye con la cantidad de carbonos y el grado de sustitución del carbono que enlaza al grupo –OH.

• Por deshidratación forman alquenos y éteres (en menor cantidad).

• Por oxidación, los alcoholes primarios forman aldehídos y los alcoholes secundarios forman cetonas.

1.4. Fenoles

Son compuestos que poseen un grupo –OH enlazado a un carbono de una cadena cíclica aromática.

OH

OH

OH

CH3OH

OH

OH fenol α-naftol β-naftol p-cresol 1,3-dihidroxibenceno

(resorcinol)

Los fenoles son más ácidos que los alcoholes. El fenol se utiliza como desinfectante, fabricación de detergentes, resinas, nylon.

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2. Éteres

Descubierto probablemente en el siglo XIII, el éter sigue preparándose mediante una de las reacciones orgánicas más antiguas calentando etanol con ácido sulfúrico concentrado. Hay que controlar cuidadosamente la temperatura para que oscile entre 130 y 150°C, porque a temperaturas mayores el éter reacciona produciendo gas eteno. El éter en bruto se purifica agitándolo con agua de cal (para eliminar los contaminantes ácidos), después con cloruro de calcio anhidro (para extraer el alcohol sin reaccionar y la mayoría del agua) y volviendo a destilar. Aunque contiene pequeñas cantidades de agua, este éter es útil para la mayoría de las aplicaciones, incluso para el uso quirúrgico. Si se vuelve a destilar en presencia de pentóxido de fósforo o sodio metálico, el producto final, éter absoluto, no contiene ni agua ni alcohol.

2.1. Nomenclatura

Existen dos maneras de dar nombre a estos compuestos. Los éteres simples se nombran mencionando los grupos orgánicos que los constituyen y anteponiendo la palabra éter.

Éteres más complejos, conteniendo más de un grupo éter u otros grupos funcionales se nombran como derivados de un compuesto padre con sustituyentes alcoxi. El grupo alquilo más largo se escoge como padre.

2.2. Propiedades

Los éteres no pueden formar enlaces mediante puentes de hidrógeno, lo que hace que estos compuestos tengan puntos de ebullición más bajos que los alcoholes de mismo peso molecular.

Los éteres de cadena corta son solubles en agua. A medida que aumenta la longitud de la cadena disminuye la solubilidad.

Los éteres son muy poco reactivos, por lo que se utilizan como disolventes.

El éter etílico o etoxietano, compuesto líquido incoloro, de fórmula (C2H5)2O, y con un punto de ebullición de 34,6ºC, es extremamente volátil e inflamable, tiene un olor fuerte y característico, y un sabor dulce y a quemado. El éter es casi insoluble en agua, pero se disuelve en todas las proporciones en la mayoría de los disolventes líquidos orgánicos, como el alcohol y el disulfuro de carbono. El éter es uno de los disolventes orgánicos más importantes y se usa con frecuencia en el laboratorio como disolvente de grasas, aceites, resinas y alcaloides, entre otros compuestos. La mezcla de vapor de éter y aire es muy explosiva; además, con el tiempo el éter puede oxidarse parcialmente formando un peróxido explosivo. Por lo tanto, el éter debe almacenarse y manejarse con mucho cuidado. Se usa principalmente como disolvente, como materia prima para fabricar productos químicos y como anestésico.

3. Aldehídos y Cetonas

Son compuestos orgánicos que poseen el grupo carbonilo (-CO-). En los aldehídos el carbonilo está unido a un H y radical, mientras que en las cetonas el grupo carbonilo está unido a dos radicales iguales o diferentes. En ambos casos, el oxígeno se une al carbono con un enlace doble y por tanto ese carbono tiene hibridación sp2. presentan un enlace carbono-oxígeno polarizado, en el que los electrones del doble enlace están parcialmente polarizados sobre el elemento más electronegativo: el oxígeno.

Los aldehídos y las cetonas son isómeros funcionales.

3.1. Nomenclatura

La cadena principal debe contener al grupo carbonilo. La numeración inicia desde el extremo más próximo al grupo carbonilo (para cetonas, se debe obtener la menor suma). Para

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aldehídos la terminación es “al”, y para cetonas es “ona”. La función aldehído tiene preferencia sobre la cetónica.

CHO CHO

3-metilpentanal hex-3-enal

CHOOH

CHO

OHCCHO

5-hidroxihexanal benzaldehído butanodial

O

H CHO

7-etil-3-isopropil-4,6-dimetildec-5-enal 4-etil-3-metil-ciclohexanocarbaldehído Los nombres comunes par aldehídos: con 1 C es formaldehído; con 2 C es acetaldehído;

con 3 C es propionaldehído; con 4 C es butiraldehído; con 5 C es valeraldehído.

COCH3 CH3 O

O

propanona hexan-3-ona oct-5-en-1-in-4-ona dimetilcetona etilpropilcetona

O

OO

ciclohex-3-enona ciclohexano-1,4-diona

O

O OH OO

5-etil-4-metil-1-propoxihept-4-en-2-ona 4-etil-7-hidroxi-6-vinildec-3-en-8-ino-2,5-diona

O O

OHCO

octano-2,6-diona 7-oxooctanal

OHO

OHCOO

7-hidroxioctan-3-ona 7-etoxi-5-oxooctanal

3.2. Propiedades

• El metanal es un gas irritante y soluble en agua.

• Aldehídos hasta con 12 C son líquidos; cetonas hasta con 10 C son líquidas.

• La solubilidad en agua, de aldehídos y cetonas, disminuye con el aumento de átomos de carbono.

• Los aldehídos y cetonas de bajo peso molecular tienen olores desagradables. Los aldehídos con más de 6 C pierden el mal olor y presentan olores agradables (se usan inclusive en perfumería).

• Los aldehídos y cetonas tienen una temperatura de ebullición mayores que los alcanos y menores que los alcoholes, de igual número de C. Las cetonas tienen mayor temperatura de ebullición que los aldehídos.

• Los aldehídos y cetonas no pueden formar enlaces puente de hidrógeno entre sí, pero con sustancias que tengan enlaces O-H o N-H, si forman puente de hidrógeno.

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• Los aldehídos se oxidan a ácidos carboxílicos (usando agentes oxidantes débiles como: el reactivo de Fehling y Tollens), y las cetonas no se oxidan.

• Los aldehídos se reducen a alcoholes primarios, y las cetonas a alcoholes secundarios.

4. Ácidos Carboxílicos

Son compuestos que poseen el grupo funcional carboxilo (-COOH, es un grupo carbonilo más un grupo –OH).

4.1. Nomenclatura

La cadena principal debe contener al grupo carboxilo. La numeración inicia desde el extremo más próximo al grupo carboxilo. Al nombre se antepone la palabra “ácido” y la terminación es “oico”.

H COOH CH3 COOH CH3 CH2 COOH ácido metanoico ácido etanoico ácido propanoico ácido fórmico ácido acético ácido propiónico

COOH HOOC COOH CH2 COOHHOOC

ácido propenoico ácido etanodioico ácido propanodioico ácido acrílico ácido oxálico ácido malónico

COOH

COOH

COOH COOH

ácido benzóico ácido ftálico ácido 3-metilhex-4-enoico

COOH

HOOC

COOHHOOC ácido trans-butenodioico ácido cis-butenodioico

COOH

OH OHC

COOH ácido 5-hidroxihex-3-enoico ácido 6-oxohexanoico

COOH

O

COOH ácido 4-metoxihexanoico ácido ciclopropanocarboxílico

O

OHO

OH

O

OH

CHOOH

ácido 7-(2-carboxietil)-6-formil-2-hidroxi-9-metilundecanodioico

4.2. Propiedades

• Hasta con 10 C son líquidos.

• Tienen temperaturas de ebullición más elevada que los alcoholes con igual número de C, debido a los puentes de hidrógeno que se forman entre los grupos carboxilo de una molécula y otra.

• Loa ácidos de bajo peso molecular son solubles en agua, por la formación de puentes de hidrógeno.

• Son ácidos débiles, pero más ácidos que los alcoholes. La acidez disminuye con la cantidad de carbonos.

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• Los ácidos carboxílico se disocian formando el anión carboxilato (para el nombre se elimina la palabra “ácido” y se cambia la terminación “ico” por “ato”: ácido etanoico CH3COOH CH3COO – etanoato + H+)

• Con hidróxidos forman sales (neutralización), con alcoholes forman ésteres (esterificación) y con amoniaco forman amidas.

• Los ácidos de alto peso molecular se llaman ácidos grasos. Los ácidos grasos con NaOH forman jabón (saponificación).

5. Ésteres

Los ésteres son compuestos derivados de los ácidos carboxílicos, en los cuales, el grupo oxhidrilo (-OH) del ácido es sustituido por un grupo alcoxi (-OR) de un alcohol (esterificación).

5.1. Nomenclatura

La primera palabra procede del ácido carboxílico, eliminado la palabra “ácido” y cambiando la terminación “ico” por “ato”; la segunda palabra proviene del grupo alquilo del alcohol.

C

O

OHCH2CH3 + O CH3H C

O

CH2CH3

O CH3

+ H OH

(Esterificación) ácido propanoico metanol propanoato de metilo

O

O O

O

5-metilhexanoato de propilo feniletanoato de fenilo

O

O

OH

O

OOHC

O

3-hidroxipent-4-enoato de etilo 5,7-dioxoheptanoato de etilo

5.2. Propiedades

• Los de bajo peso molecular son líquidos. • Se los usa como saborizantes porque presentan aromas a frutas. • Son insolubles en agua. • Son componentes principales de los aceites vegetales y animales (glicéridos). • Por hidrólisis, se descomponen en un alcohol y un ácido carboxílico.

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10. QUÍMICA-VIDA-MEDIO AMBIENTE

Hace alrededor de 4 500 millones de años, vastas nubes de gases fríos y detritos interestelares de estrellas antiguas que explotaron gradualmente coalescieron en el Sol y los planetas. Al principio, la Tierra era una fría esfera sólida de elementos y compuestos simples uniformemente distribuidos. Aproximadamente en los siguientes mil millones de años, el calor del decaimiento radiactivo y los impactos virtualmente continuos de los meteoros incrementaron la temperatura del planeta a cerca de 104 K, suficiente para formar una enorme masa fundida. Cualquier remanente de elementos gaseosos, como el hidrógeno y helio, fueron expulsados al espacio.

Cuando la Tierra se enfrió, procesos físicos y químicos resultaron en su diferenciación, la formación de regiones con diferentes composición y densidad. La diferenciación dio a la Tierra su estructura de capas internas, que consiste en un núcleo denso. Alrededor del núcleo hay un grueso manto homogéneo, constituido por porciones bajas y altas. El desarrollo de la vida tiene lugar en una delgada corteza heterogénea. Algunas características de la Tierra son:

• Las abundancias cósmicas y en toda la Tierra son muy diferentes, particularmente para el hidrógeno.

• Los elementos O, Si, Fe y Mg son abundantes en el cosmos y la Tierra. Juntos constituyen más del 90% de la masa de la Tierra.

• El núcleo es particularmente rico en metales densos del grupo 8B: Co, Ni y especialmente Fe, el elemento más abundante en toda la Tierra.

• Las abundancias en la corteza son muy diferentes de aquellas en la Tierra entera. La corteza que constituye sólo el 0,4% de la masa de la Tierra, tiene la mayor parte de los no metales, metaloides y metales activos ligeros: Al, Ca, Na y K. el manto contiene pequeñas proporciones de éstos, y el núcleo ninguna. El oxígeno es ele elemento más abundante en la corteza y el manto pero está ausente en el núcleo.

La corteza es la única porción accesible de nuestro planeta y está dividida en porciones sólida, líquida y gaseosa denominadas: litosfera, hidrosfera y atmósfera, respectivamente. Cuando se formaron las primeras rocas y las bases de los océanos se llenaron con agua, moléculas inorgánicas binarias en la atmósfera reaccionaron para formar moléculas orgánicas, primero simples y luego más complejas. La energía de estos cambios endotérmicos (mayormente) fue suministrada por los relámpagos, radiación solar, calor geológico e impactos de meteoritos. En 500 millones de años, aparecieron los primeros organismos. Tomó tal vez otros mil millones de años para que éstos evolucionaran en algas simples que pudieran obtener energía metabólica de la fotosíntesis, convirtiendo el CO2 y el H2O en moléculas orgánicas y liberando O2 como subproducto. La importancia de éste proceso en la química de la corteza no puede exagerarse porque durante los siguientes 300 millones de años, la atmósfera gradualmente se hizo rica en O2, y la oxidación se convirtió en la fuente principal de energía libre en la corteza y la biosfera.

Además de crear un ambiente oxidante, los organismos tuvieron profundos efectos sobre la distribución de elementos específicos. Los océanos se convirtieron en soluciones iónicas más complejas de minerales disueltos. Las plantas ancestrales gradualmente se convirtieron en carbón, producto de ser enterradas profundamente y descompuestas por la presión y la alta temperatura en ausencia de O2 libre; los animales enterrados bajo condiciones similares se convirtieron en petróleo.

En el siguiente se compara las abundancias de elementos seleccionados, en las tres regiones de la corteza y en el cuerpo humano.

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Corteza Litosfera Hidrosfera Atmósfera Humano

O 49,5 45,5 85,8 23,0 65,0 C 0,08 0,018 - 0,01 18,0 H 0,87 0,15 10,7 0,02 10,0 N 0,03 0,002 - 75,5 3,0 P 0,12 0,11 - - 1,0

Mg 1,9 2,76 0,13 - 0,50 K 2,4 1,84 0,04 - 0,34

Ca 3,4 4,66 0,05 - 2,4 S 0,06 0,034 - - 0,26

Na 2,6 2,27 1,1 - 0,14 Cl 0,19 0,013 2,1 - 0,15 Fe 4,7 6,2 - - 0,005 Zn 0,013 0,008 - - 0,003 Cr 0,02 0,012 - - 3x10-6 Co 0,003 0,003 - - 3x10-6

Cu 0,007 0,007 - - 4x10-4

Mn 0,1 0,11 - - 1x10-4

Ni 0,008 0,01 - - 3x10-6

V 0,015 0,014 - - 3x10-6

1. Elementos Biogenésicos

En la tabla anterior, se observa que hay grupo específico de elementos que son parte importante del ser humano, y por tanto de organismos vivos. A estos elementos se les denomina biogenésicos, puesto que son parte esencial de la vida.

Los elementos biogenésicos, o bioelementos, son los elementos químicos naturales que por selección natural participan en la integración y funcionamiento de los seres vivos. Es válido hablar de una selección natural a nivel atómico, ya que los cientos de millones de años que tardó la evolución bioquímica, y seguramente después de infinidad de combinaciones entre los distintos elementos químicos, los elementos biogenésicos fueron los más adecuados para formar parte de las biomoléculas (moléculas que forman a los seres vivos), por lo que también se puede hablar de una selección natural a nivel molecular.

Gracias a la biología molecular, no sólo ha sido posible detectar los elementos biogenésicos, sino también cuantificarlos. La distribución de éstos no es la misma ni está en la misma proporción en los diferentes grupos de seres vivos (diversidad bioquímica).

En general, se considera que alrededor del 95% de la materia viva está formada por cuatro elementos, que también son los más abundantes en la naturaleza: hidrógeno, carbono, nitrógeno y oxígeno; el 5% de la materia viva lo forman el resto de los bioelementos.

Los elementos se unen por algún tipo de enlace y forman compuestos; la parte más pequeña de un compuesto es la molécula. Algunas de ellas, como las proteínas, llegan a tener miles de átomos de elementos distintos. La polaridad colabora en mantener unidas las moléculas mediante enlaces puente de hidrógeno, llamados así porque el hidrógeno es compartido por dos átomos electronegativos; éstos son muy comunes en los compuestos biológicos.

Los puentes de hidrógeno son débiles, se rompen y se vuelven a formar con facilidad, característica que es de gran importancia de la biología. Los enlaces químicos se forman y rompen dentro y fuera de la célula, de acuerdo con las mismas leyes físicas y químicas; sin embargo, las reacciones que se llevan a cabo en las células vivas son catalizadas por enzimas (es decir, se efectúan en presencia de una sustancia que altera la velocidad de la reacción), por lo que se realizan a velocidades muy rápidas.

Las reacciones en las biomoléculas comprenden enlaces químicos específicos o son partes de una molécula que representan los sitios de reactividad o grupos funcionales; por ejemplo: carbonilo, formilo, carboxilo, amino.

La materia viva es un sistema coloidal cuyo medio de dispersión es el agua, y cuya fase dispersa está constituida por dispersiones moleculares e iónicas de materias orgánicas e inorgánicas. El término biogenésico derivan de: bio=vida, genésicos= origen de la vida.

Los elementos biogénesicos se clasifican según su frecuencia y sus microcomponentes:

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Según se frecuencia:

• Bioelementos primario o principales Son los elementos mayoritarios de la materia viva; constituye el 95% de la masa total. Estos son: el carbono (C), hidrógeno (H), oxígeno (O) y el nitrógeno (N); que se encuentran en las legumbres, vegetales, granos, etc.

• Bioelementos secundarios Son el azufre (S), fósforo (P), magnesio (Mg), calcio (Ca), sodio (Na), potasio (K) y cloro (Cl). Se encuentran formando parte de todos los seres vivos y en una proporción de 4,5%.

• Oligoelementos Son aquellos elementos químicos que se encuentran presentes en forma residual. Son muy escasos y están en pequeñísimas cantidades. En los seres vivos se ha aislado unos 60 oligoelementos, pero sólo 14 de ellos pueden considerarse comunes para casi todos. Estos son: hierro (Fe), manganeso (Mn), cobre (Cu), zinc (Zn), flúor (F), iodo (I), boro (B), silicio (Si), vanadio (V), cromo (Cr), cobalto (Co), selenio (Se), molibdeno (Mo) y estaño (Sn).

Según sus microcomponentes, son aquellos que se encuentran en pequeñas cantidades y se dividen en:

• Elementos invariables

Son aquellos que se encuentran en todas las especies vivientes en concentraciones sumamente bajas, menos del 0,005% de la masa total del organismo.

• Elementos variables

Son aquellos que se encuentran en un organismo y en otro no, como por ejemplo: plata, berilio, estroncio, arsénico, cromo, níquel, cobalto.

El 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 se almacenan en los carbohidratos y en las grasas. Los primeros proporcionan, en promedio 4 kcal/g de energía; mientras que las segundas proporcionan 9 kcal/g de energía. En el intervalo entre la liberación de energía a partir de estas moléculas y su utilización por el organismo, la energía se puede almacenar durante el tiempo breve en moléculas de un compuesto llamado ATP (trifosfato de adenosina). Una forma sencilla d entender esto es pensar en la siguiente analogía: “el dinero se guarda en el banco hasta que se necesita; una vez que se necesita se retira los necesario del banco; entre el momento en que se recibe el efectivo y el instante en que se gasta, el dinero se guarda en el bolsillo (el ATP es el bolsillo)”.

La reacción primordial de liberación de energía del cuerpo es la oxidación de la glucosa, C6H12O6 (que puede obtenerse a partir de los alimentos consumidos) a CO2 y agua. La energía que contiene la glucosa se libera poco a poco en reacciones individuales y de inmediato se almacena a corto plazo en el ATP. A medida que el cuerpo necesita energía, ésta se libera por acción inversa de la reacción de almacenamiento de energía. La conversión de ATP a ADP (difosfato de adenosina) provee 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.

Las grasas son compuestos orgánicos constituidos por carbono, hidrógeno y oxígeno, que pertenecen al grupo de las sustancias llamadas lípidos. Entre éstos se encuentran los glicéridos, siendo los triglicéridos uno de los más comunes en el organismo. Los triglicéridos son ésteres de un compuesto llamado glicerol (propanotriol) en el cual los tres grupos –OH han sido esterificados por ácidos grasos de cadenas largas, si los triglicéridos son sólidos a temperatura ambiente se les llama grasas, mientras que si son líquidos se les llama aceites. Las grasas pueden ser saturadas (átomos de carbono enlazados entre sí con enlaces simples) e insaturadas (existen 1 ó varios enlaces dobles). Las grasas saturadas pueden producir problemas de obstrucción arterial, mientras que las insaturadas, de acuerdo a estudios médicos, son beneficiosas para la salud.

Las proteínas también son fuente de energía, aunque su aporte calórico es menor que el de las grasas. Su función en el organismo no es la de ser combustible sino la de ayudar con la construcción de tejidos y la reaparación de los mismos. Las proteínas son polímeros naturales con masas moleculares superiores a 10000.

Las distribuciones de muchos elementos están en flujo, cambian ampliamente a diferentes velocidades. Las rutas físicas, químicas y biológicas que los átomos de un elemento toman en su trayecto hacia las regiones de la corteza constituyen el ciclo ambiental de los elementos.

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2. El ciclo del Carbono

El carbono es uno de los elementos más útiles que aparecen en las tres porciones de la corteza terrestre. En la litosfera se encuentra como grafito elemental y diamante; combinado en forma de carbonatos (oxidado) e hidrocarburos (reducido); y en mezclas complejas como la materia viva. En la hidrosfera, se encuentra en la materia viva, como carbonatos minerales, y como CO2 disuelto. En la atmósfera, se encuentra principalmente como CO2.

El ciclo del carbono es un ciclo biogeoquímico por el cual el carbono se intercambia entre la biosfera, la litosfera, la hidrosfera y la atmósfera de la Tierra. Los conocimientos sobre esta circulación de carbono posibilitan apreciar la intervención humana en el clima y sus efectos sobre el cambio climático.

El carbono (C) es el cuarto elemento más abundante en el Universo, después del hidrógeno, el helio y el oxígeno (O). Es el pilar de la vida que conocemos. Existen básicamente dos formas de carbono: orgánica (presente en los organismos vivos y muertos, y en los descompuestos) y otra inorgánica, presente en las rocas.

En el planeta Tierra, el carbono circula a través de los océanos, de la atmósfera y de la superficie y el interior terrestre, en un gran ciclo biogeoquímico. Este ciclo puede ser dividido en dos: el ciclo lento o geológico y el ciclo rápido o biológico.

Suele considerarse que este ciclo está constituido por cuatro reservorios principales de carbono interconectados por rutas de intercambio. Los reservorios son la atmósfera, la biosfera terrestre (que, por lo general, incluye sistemas de agua dulce y material orgánico no vivo, como el carbono del suelo), los océanos (que incluye el carbono inorgánico disuelto, los organismos marítimos y la materia no viva), y los sedimentos (que incluyen los combustibles fósiles). Los movimientos anuales de carbono entre reservorios ocurren debido a varios procesos químicos, físicos, geológicos y biológicos. El océano contiene el fondo activo más grande de carbono cerca de la superficie de la Tierra, pero la parte del océano profundo no se intercambia rápidamente con la atmósfera.

El balance global es el equilibrio entre intercambios (ingresos y pérdidas) de carbono entre los reservorios o entre una ruta del ciclo específica (por ejemplo, atmósfera - biosfera). Un examen del balance de carbono de un fondo o reservorio puede proporcionar información sobre si funcionan como una fuente o un almacén para el dióxido de carbono.

Las porciones del ciclo están unidas por la atmósfera. La atmósfera es el primer movedor de carbono a través de las otras regiones. La Tierra y los océanos están en contacto con grandes fuentes de carbono, que están efectivamente inmovilizadas como carbonatos, carbón y petróleo en los sedimentos rocosos en el interior del suelo. Los procesos biológicos de fotosíntesis, respiración y descomposición son factores principales en el ciclo. La fijación es el proceso que convierte usa sustancia gaseosa en una forma condensada más utilizable. En la fotosíntesis por el plancton marino y las plantas terrestres se usa la luz solar para fijar el CO2 atmosférico en carbohidratos. Las plantas liberan CO2 por respiración en la noche y, mucho más lentamente, cuando se

Atmósfera: CO2

Plantas

Materia orgánica muestra

Agua natural

Combustible fósil

Actividad humana

Fitoplancton

Zooplancton

Materia orgánica muestra Sedimentos

inorgánicos

Carbono inorgánico

TIERRA

OCEANO

Fotosíntesis

Respiración Combustión

Fotosíntesis

Respiración

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descomponen. Los animales comen plantas y liberan CO2 por respiración y en su descomposición. Los fuegos naturales y los volcanes también liberan CO2 hacia el aire.

Por cientos de millones de años, el ciclo ha mantenido una cantidad relativamente constante de CO2 atmosférico. El tremendo crecimiento de la industria humana en el último siglo y medio cambió este balance natural al incrementar el CO2 atmosférico.

3. El Ciclo del Nitrógeno

Los seres vivos cuentan con una gran proporción de nitrógeno en su composición química. El nitrógeno oxidado que reciben como nitrato (NO3

–) a grupos amino, reducidos (asimilación). Para volver a contar con nitrato hace falta que los descomponedores lo extraigan de la biomasa dejándolo en la forma reducida de ion amonio (NH4

+), proceso que se llama amonificación; y que luego el amonio sea oxidado a nitrato, proceso llamado nitrificación.

Así parece que se cierra el ciclo biológico esencial. Pero el amonio y el nitrato son sustancias extremadamente solubles, que son arrastradas fácilmente por la escorrentía y la infiltración, lo que tiende a llevarlas al mar. Al final todo el nitrógeno atmosférico habría terminado, tras su conversión, disuelto en el mar. Los océanos serían ricos en nitrógeno, pero los continentes estarían prácticamente desprovistos de él, convertidos en desiertos biológicos, si no existieran otros dos procesos, mutuamente simétricos, en los que está implicado el nitrógeno atmosférico (N2). Se trata de la fijación de nitrógeno, que origina compuestos solubles a partir del N2, y la desnitrificación, una forma de respiración anaerobia que devuelve N2 a la atmósfera. De esta manera se mantiene un importante depósito de nitrógeno en el aire (donde representa un 78% en volumen).

El primer paso en el ciclo es la fijación (reducción) del nitrógeno atmosférico( N2) a formas distintas susceptibles de incorporarse a la composición del suelo o de los seres vivos, como el ion amonio (NH4

+) o los iones nitrito (NO2–) o nitrato (NO3

–) (aunque el amonio puede ser usado por la mayoría de los organismos vivos, las bacterias del suelo derivan la energía de la oxidación de dicho compuesto a nitrito y últimamente a nitrato); y también su conversión a sustancias atmosféricas químicamente activas, como el dióxido de nitrógeno (NO2), que reaccionan fácilmente para originar alguna de las anteriores.

• Fijación abiótica. La fijación natural puede ocurrir por procesos químicos espontáneos, como la oxidación que se produce por la acción de los rayos, que forma óxidos de nitrógeno a partir del nitrógeno atmosférico.

• Fijación biológica de nitrógeno. Es un fenómeno fundamental que depende de la habilidad metabólica de unos pocos organismos, llamados diazótrofos en relación a esta habilidad, para tomar N2 y reducirlo a nitrógeno orgánico.

La amonificación es la conversión a ion amonio del nitrógeno que en la materia viva aparece principalmente como grupos amino (-NH2) o imino (-NH-). Los animales, que no oxidan el nitrógeno, se deshacen del que tienen en exceso en forma de distintos compuestos. Los acuáticos producen directamente amoníaco (NH3), que en disolución se convierte en ion amonio. Los terrestres producen urea, (NH2)2CO, que es muy soluble y se concentra fácilmente en la orina; o compuestos nitrogenados insolubles como la guanina y el ácido úrico, que son purinas, y ésta es la forma común en aves o en insectos y, en general, en animales que no disponen de un suministro garantizado de agua. El nitrógeno biológico que no llega ya como amonio al sustrato, la mayor parte en ecosistemas continentales, es convertido a esa forma por la acción de microorganismos descomponedores.

La nitrificación es la oxidación biológica del amonio al nitrato por microorganismos aerobios que usan el oxígeno molecular (O2) como receptor de electrones, es decir, como oxidante. A estos organismos el proceso les sirve para obtener energía, al modo en que los heterótrofos la consiguen oxidando alimentos orgánicos a través de la respiración celular. El C lo consiguen del CO2 atmosférico, así que son organismos autótrofos.

La desnitrificación es la reducción del ion nitrato (NO3–), presente en el suelo o el agua, a

nitrógeno molecular o diatómico (N2) la sustancia más abundante en la composición del aire. Por su lugar en el ciclo del nitrógeno este proceso es el opuesto a la fijación del nitrógeno.

La desnitrificación es fundamental para que el nitrógeno vuelva a la atmósfera, la única manera de que no termine disuelto íntegramente en los mares, dejando sin nutrientes a la vida continental. Sin él la fijación de nitrógeno, abiótica y biótica, habría terminado por provocar la depleción (eliminación) del N2 atmosférico.

4. El Ciclo del Azufre

El azufre presenta un ciclo que pasa entre el aire y los sedimentos, siendo que existe un gran depósito en la corteza terrestre y en los sedimentos y un depósito menor en la atmósfera. El azufre es un elemento relativamente abundante en la corteza terrestre, ocurriendo principalmente en la forma de sulfatos solubles. Gran parte de los reservorios de azufre inerte está en rocas sulfurosas, depósito de elementos sulfurosos y combustibles fósiles.

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Las actividades del hombre han movilizado parte de estos reservorios inertes, obteniendo de esta forma desagradables consecuencias como la polución. Por fin, algunos depósitos de elementos sulfurosos y algunos minerales de sulfato pueden ser de origen biogénica. El azufre puede ser adicionado también en la exosfera en la forma reducida (H2S), como resultado de la actividad volcánica y del metabolismo microbiano.

El azufre puede ser encontrado también en diversos estados de oxidación en los compuestos orgánicos e inorgánicos. Los microorganismos catalizan la oxidación y reducción de las diferentes formas de azufre, estableciendo de este modo un ciclo. El azufre es un componente esencial del sistema de vida, estando contenido en diversos aminoácidos en la forma de grupo sulfidrilo (-SH), además de ser un componente esencial de varias co-enzimas.

5. El Ciclo del Fósforo

El ciclo del fósforo a través del ambiente supone tres subciclos interrelacionados. Dos ciclos biológicos rápidos se superponen a un ciclo inorgánico que toma millones de años para completarse. A diferencia del ciclo del carbono y el nitrógeno, el ciclo del fósforo no tiene componente gaseoso y entonces la atmósfera no está implicada.

En el ciclo inorgánico, la mayoría de las rocas de fosfato se forman cuando la litosfera de la Tierra se solidifica. El clima deslava lentamente los fosfatos del suelo y acarrea los iones a través de los ríos al mar. En el océano algo de fosfato se absorbe por los organismos, pero la mayoría se precipita de nuevo por el ión Ca+2 y se deposita sobre las plataformas continentales. La actividad geológica eleva la plataforma continental, regresando el fósforo a la tierra.

El ciclo biológico basa en la tierra, implica la incorporación del fosfato dentro de los organismos y la liberación de fosfato a través de la excreción y la descomposición. Las planta renuevan constantemente el fosfato disolviéndolos. Los animales que comen las plantas excretan fosfato soluble, que se reusa para otras plantas. A medida que este intercambio mutuo continúa, parte del fosfato se deslava hacia los ríos y de ahí al océano.

Los oxianiones de fosfato entran continuamente al medio acuático, que son incorporadas por las algas, para sintetizar sus biomoléculas; las que posteriormente sirven de alimento a los animales marinos, y retornan a la tierra como alimento de las especies terrestres.

6. El Ciclo del Agua

El agua es muy abundante en la biósfera. Es el solvente ideal y la mayor parte de sus propiedades químicas son el resultado de su polaridad (como su característica de forman enlaces puente de hidrógeno). En consecuencia, el agua es un magnífico solvente para los compuestos polares, no así para los no polares.

Debido a sus abundantes puentes de hidrógeno, las pequeñas moléculas del agua tienen gran fuerza de cohesión, lo que determina sus constantes fisicoquímicas (como punto de ebullición, de fusión, etc.).

El elevado calor específico del agua la lleva a tener menos cambios de temperatura, lo que la hace más estable y apta para la vida. Cuando se congela es menos densa, por lo que flota en agua líquida, permitiendo que la vida en los océanos continúe (si el hielo se fuera al fondo del mar, los medios acuáticos se congelarían del fondo a la superficie).

La solubilidad es la propiedad que tienen las sustancias de intercalar sus moléculas con la del solvente, lo que depende en gran parte de las características de polaridad del soluto y del solvente. Además de ser el mejor solvente que existe, el agua es de una gran reaccionabilidad, por lo que los procesos químicos se realizan con mayores ventajas que en cualquier otro medio.

El agua es el compuesto inorgánico más abundante en los organismos. En general, se considera que la materia viva contiene ¾ partes de agua, aunque excepcionalmente puede encontrarse en porcentajes muy bajos, como en algunas semillas que sólo contienen un 5%, o muy altos como en las medusas, que llega a más del 95%. Por lo común, el agua está en relación directa con el funcionamiento de las células.

• El agua es el vehículo de entrada a la célula de nutrientes y sustancias necesarias para su supervivencia.

• Es el medio por el cual se eliminan los productos de desecho del metabolismo.

• Por ser el mejor solvente que existe, favorece las reacciones químicas de los procesos metabólicos.

• Forma parte de los sistemas coloidales, que es la forma en que se encuentra la materia viva, principalmente el protoplasma o citoplasma.

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Los minerales sólidos, como el calcio, magnesio y fosfatos, se encuentran formando parte de organismos duros como huesos y dientes en animales; en los vegetales pueden formar depósitos sobre su superficie, sobre todo de calcio y sílice.

Los minerales en disolución pueden ser metálicos o no metálicos, intervienen en funciones como mantener el equilibrio osmótico de las células y establecer formas físicas adecuadas de membrana y citoplasma: K, Na, Cl; como activadores de enzimas de plantas y animales: K, Mg, Ca; en la contracción muscular: K; en la fotosíntesis: NO3

-, Na, Mg y Mn; en los fluidos del cuerpo animal: sobre todo Na, Ca y Cl. Para la absorción de Fe en la formación de la hemoglobina y citocromo (Cu); participan en la producción de semillas y flores y en la biosíntesis de hormonas vegetales (Zn).

Los gases, que son compuestos inorgánicos indispensables para la existencia de los seres vivos, son el O2 y el CO2, que se utilizan en la respiración y la fotosíntesis, respectivamente; estos pueden ser disueltos o integrados a los organismos. Con el O2, el carbono forma frecuentemente moléculas presentes en los seres vivos, como los alcoholes, ácidos carboxílicos, aldehídos y cetonas. El CO2 y el O2 son solubles en agua. El O2 se combina fácilmente con los electrones, por lo que muchas de las moléculas los transfieren con liberación de energía (como en la respiración).

El ciclo hidrológico o ciclo del agua es el proceso de circulación del agua entre los distintos compartimentos de la hidrósfera. Se trata de un ciclo biogeoquímico en el que hay una intervención mínima de reacciones químicas, y el agua solamente se traslada de unos lugares a otros o cambia de estado físico.

El agua de la hidrosfera seco procede de la desfragmentación del metano, donde tiene una presencia significativa, por los procesos del vulcanismo. Una parte del agua puede reincorporarse al manto con los sedimentos oceánicos de los que forma parte cuando éstos acompañan a la litosfera en subducción.

El agua existe en la Tierra en tres estados: sólido (hielo, nieve), líquido y gas (vapor de agua). Océanos, ríos, nubes y lluvia están en constante cambio: el agua de la superficie se evapora, el agua de las nubes precipita, la lluvia se filtra por la tierra, etc. Sin embargo, la cantidad total de agua en el planeta no cambia. La circulación y conservación de agua en la Tierra se llama ciclo hidrológico, o ciclo del agua. Cuando se formó, hace aproximadamente cuatro mil quinientos millones de años, la Tierra ya tenía en su interior vapor de agua. En un principio, era una enorme bola en constante fusión con cientos de volcanes activos en su superficie. El magma, cargado de gases con vapor de agua, emergió a la superficie gracias a las constantes erupciones. Luego la Tierra se enfrió, el vapor de agua se condensó y cayó nuevamente al suelo en forma de lluvia.

El ciclo hidrológico comienza con la evaporación del agua desde la superficie del océano. A medida que se eleva, el aire humedecido se enfría y el vapor se transforma en agua: es la condensación. Las gotas se juntan y forman una nube. Luego, caen por su propio peso: es la precipitación. Si en la atmósfera hace mucho frío, el agua cae como nieve o granizo. Si es más cálida, caerán gotas de lluvia.

Una parte del agua que llega a la superficie terrestre será aprovechada por los seres vivos; otra escurrirá por el terreno hasta llegar a un río, un lago o el océano. A este fenómeno se le conoce como escorrentía. Otro poco del agua se filtrará a través del suelo, formando capas de agua subterránea, conocidas como acuíferos. Este proceso es la percolación. Más tarde o más temprano, toda esta agua volverá nuevamente a la atmósfera, debido principalmente a la evaporación.

El ciclo del agua tiene una interacción constante con el ecosistema debido a que los seres vivos dependen de este elemento para sobrevivir y a su vez ayudan al funcionamiento del mismo. Por su parte, el ciclo hidrológico presenta cierta dependencia de una atmósfera poco contaminada y de un cierto grado de pureza del agua para su desarrollo convencional, ya que de otra manera el ciclo se entorpecería por el cambio en los tiempos de evaporación, condensación, etc.

Los principales procesos implicados en el ciclo del agua son:

• Evaporación. El agua se evapora en la superficie oceánica, sobre la superficie terrestre y también por los organismos, en el fenómeno de la transpiración en plantas y sudoración en animales. Los seres vivos, especialmente las plantas, contribuyen con un 10% al agua que se incorpora a la atmósfera. En el mismo capítulo podemos situar la sublimación, cuantitativamente muy poco importante, que ocurre en la superficie helada de los glaciares o la banquisa.

• Condensación. El agua en forma de vapor sube y se condensa formando las nubes, constituidas por agua en pequeñas gotas.

• Precipitación. Es cuando las gotas de agua que forman las nubes se enfrían acelerándose la condensación y uniéndose las gotitas de agua para formar gotas mayores que terminan por precipitarse a la superficie terrestre en razón a su mayor peso. La precipitación puede ser sólida (nieve o granizo) o líquida (lluvia).

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• Infiltración. Ocurre cuando el agua que alcanza el suelo, penetra a través de sus poros y pasa a ser subterránea. La proporción de agua que se infiltra y la que circula en superficie (escorrentía) depende de la permeabilidad del sustrato, de la pendiente y de la cobertura vegetal. Parte del agua infiltrada vuelve a la atmósfera por evaporación o, más aún, por la transpiración de las plantas, que la extraen con raíces más o menos extensas y profundas. Otra parte se incorpora a los acuíferos, niveles que contienen agua estancada o circulante. Parte del agua subterránea alcanza la superficie allí donde los acuíferos, por las circunstancias topográficas, intersecan (es decir, cortan) la superficie del terreno.

• Escorrentía. Este término se refiere a los diversos medios por los que el agua líquida se desliza cuesta abajo por la superficie del terreno. En los climas no excepcionalmente secos, incluidos la mayoría de los llamados desérticos, la escorrentía es el principal agente geológico de erosión y de transporte de sedimentos.

• Circulación subterránea. Se produce a favor de la gravedad, como la escorrentía superficial, de la que se puede considerar una versión. Se presenta en dos modalidades:

Primero, la que se da en la zona vadosa, como son a menudo las calizas, y es una circulación siempre pendiente abajo.

Segundo, la que ocurre en los acuíferos en forma de agua intersticial que llena los poros de una roca permeable, de la cual puede incluso remontar por fenómenos en los que intervienen la presión y la capilaridad.

• Fusión. Este cambio de estado se produce cuando la nieve pasa a estado líquido al producirse el deshielo.

• Solidificación. Al disminuir la temperatura en el interior de una nube por debajo de 0° C, el vapor de agua o el agua misma se congelan, precipitándose en forma de nieve o granizo, siendo la principal diferencia entre los dos conceptos que en el caso de la nieve se trata de una solidificación del agua de la nube que se presenta por lo general a baja altura: al irse congelando la humedad y las pequeñas gotas de agua de la nube, se forman copos de nieve, cristales de hielo polimórficos (es decir, que adoptan numerosas formas visibles al microscopio), mientras que en el caso del granizo, es el ascenso rápido de las gotas de agua que forman una nube lo que da origen a la formación de hielo, el cual va formando el granizo y aumentando de tamaño con ese ascenso. Y cuando sobre la superficie del mar se produce una tromba marina (especie de tornado que se produce sobre la superficie del mar cuando está muy caldeada por el sol) este hielo se origina en el ascenso de agua por adherencia del vapor y agua al núcleo congelado de las grandes gotas de agua.

• El proceso se repite desde el inicio, consecutivamente por lo que nunca se termina, ni se agota el agua.

7. La contaminación del Agua

A pesar de que la Tierra está cubierta principalmente por agua son pocas las poblaciones que disponen de ella en cantidad suficiente, ya que su distribución en el planeta es dispareja. El agua de lluvia se concentra en zonas templadas y en los trópicos húmedos. Por lo tanto la vegetación prospera en algunos países y en otros, sometidos a sequías, lo que se encuentra son desiertos. Mientras existe regiones donde llueve hasta 5 m3 de agua anuales, en otras se registran precipitaciones hasta 1000 veces menores. Por ejemplo, en Islandia hay abundante provisión de agua para beber mientras que en el Medio Oriente hay muy poca. Como consecuencia de ésta desigualdad, alrededor de 2000 millones de personas en el mundo sufren de escasez de agua.

Si bien en estos casos están constantemente al borde la sequía, incluso en los países más favorecidos de recursos hídricos también se pueden enfrentar problemas importantes de escasez de agua. La falta de acceso al agua potable es una de las mayores amenazas a la salud y el sustento del ser humano.

A pesar de que la Tierra está constituida por agua en más del 70%, sólo una mínima parte es agua “dulce”. Muchas son las consecuencias graves del daño que se ha realizado a nuestro planeta, tales como el efecto invernadero o el hueco en la capa de ozono, capa que nos protege de las radiaciones solares más dañinas, también hay contaminación en los depósitos de agua subterránea.

Existen grandes masas de agua contaminada debido a las emisiones tóxicas que despedimos al ambiente ya que en una época, y lamentablemente en muchos sitios, los ríos y los mares fueron utilizados para depositar desechos industriales. Por ejemplo, el vertido de desechos industriales no degradables a los ríos, los derrames de petróleo, etc.

El agua no sólo se contamina por acción directa de desechos. Las partículas y gases contaminantes emitidos a la atmósfera, por ejemplo, por la quema de combustibles animales y vegetales, pueden pasar a las masas de agua a través del ciclo natural de la misma. Por ejemplo, los óxidos de azufre (SOx) y nitrógeno (NOx) producidos en la quema de los combustibles tienen la

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capacidad de reaccionar con el agua para producir ácido sulfúrico y nítrico, que cae a la tierra de nuevo en forma de lluvia ácida.

Para evitar el aumento de la contaminación de fuentes de agua, potabilizar la existente, se ha empleado muchos métodos. Entre ellos se encuentra la instalación de plantas de tratamiento de aguas residuales en las que, por diversos procedimientos, se purifican las aguas usadas o contaminadas. También se han pensado mecanismos para “ablandar” las aguas “duras”.

Otro de los tratamientos propuestos es la desalinización del agua, en vista de que la mayor parte del agua de la Tierra es salada. Aunque se han realizado numerosas investigaciones que conlleven al descubrimiento de vías eficaces para eliminar la sal del agua de mar y de las agua salobres, todavía nos encontramos ante el problema de que los procesos de desalinización de aguas son muy costosos para ser aplicados a gran escala.

La química “verde” es un término que se emplea desde hace algunos años para referirnos a los esfuerzos que realizan los que se dedican a la investigación química por desarrollar procesos “amigables” con el ambiente, es decir, menos contaminantes. Siguiendo las tendencias ecologistas a nivel mundial, los químicos promueven el cuidado de los recursos hídricos de varias maneras. La Agencia de protección Ambiental de Estados Unidos (Environmental Protection Agency, EPA) apoya la investigación y puesta en práctica de tecnologías químicas que reducen o eliminan el uso o producción de sustancias peligrosas en el diseño, preparación y utilización de sustancias y procesos químicos. Existe también una corriente para realizar reacciones en fase sólida y así evitar el malgaste y contaminación del agua. Otra de las tendencias es la de buscar alternativas para llevar a cabo reacciones químicas industriales utilizando como solvente el agua, ya que es el solvente “verde” por excelencia, y además es muy económico. Esto ayudaría, por ejemplo, a reducir las emisiones tóxicas al ambiente al utilizar menos cantidad de solventes orgánicos. Estos son sólo algunos ejemplos. Todos los esfuerzos que se pueda realizar serán beneficiosos para la conservación y mantenimiento del agua, y por tanto, de nuestra planeta.

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