190

Después de leer detenidamente el texto ”Un banco muy especial”, resuelve los problemas que se te plantean.

Lectura No. 32: “Un banco muy especial”

Para este banco los únicos sujetos de crédito son aquéllos que demuestren tener exclusivamente 8,000.00. Ni más ni menos. Para ajustar esta cantidad, se vale establecer contratos por 2,000.00 pesos entre dos diferentes personas. Es decir que si dos personas quieren compartir 4,000.00, tienen que establecer dos contratos. Se vale pedir prestado (no es necesario especificar la fuente del préstamo). Se vale también deshacerse de dinero (tampoco se requiere explicar cómo ni a quién).

Algunos posibles clientes, junto con el capital del que disponen, son:

Norberto 5,000.00 Concha 4,000.00

Carmen 4,000.00 Hércules 1,000.00

Orlando 6,000.00 Felipe 7,000.00

Clara 7,000.00 Fabián 7,000.00

Herminia 1,000.00 Argón 8,000.00

Susana 6,000.00 Nabor 9,000.00

Pedro 5,000.00 Homero 1,000.00

Orestes 6,000.00 Fabiola 7,000.00

Clotilde 7,000.00 Krispín 8,000.00

Héctor 1,000.00 Norma 5,000.00

Francisco 7,000.00 Beto 3,000.00

El dueño del banco se llama Horacio. Por eso, a todos aquéllos cuyo nombre empiece con H, les presta con sólo demostrar 2,000.00.

Por ejemplo, para que Norberto, Clotilde y Orestes puedan demostrar la tenencia exacta de 8,000.00 y, por lo tanto, ser sujetos de crédito en este excéntrico banco, se tienen que asociar del siguiente modo:

Norberto y Clotilde establecen un contrato, en el que cada quién aporta 1,000.00 (es decir comparten 2,000.00). Por otro lado, Norberto establece dos contratos con Orestes y comparte con él 4,000.00 (cada quien aporta 2,000.00). Ahora los tres pueden demostrar 8,000.00. Cuando el magnate Horacio le exija la

191

comprobación de sus 8,000.00 a Orestes, éste podrá mostrar 4,000.00 en su cuenta personal y 4,000.00 pesos compartidos con Norberto a través de dos contratos. A Clotilde no le será difícil enseñar los 6,000.00 que constan en su cuenta personal junto con los 2,000.00 que comparte con Norberto. Finalmente, el excéntrico Horacio se verá obligado a prestarle también a Norberto, puesto que a éste le quedan 2,000.00 en su cuenta personal, comparte 2,000.00 con Clotilde y 4,000.00 (en dos contratos) con Norberto.

Después de leer el ejemplo anterior, tu tarea consiste en pensar en otras posibles combinaciones que permitan ser sujetos de crédito a estos desesperados clientes. Para ello te puedes auxiliar con las siguientes preguntas:

¿Con quién o quienes tendría que asociarse Carmen para poder ser sujeto de crédito?

¿Pueden Norma y Norberto ser sujetos de crédito sin asociarse con nadie más?

¿Puede Concha asociarse sólo con Orlando?

¿Pueden asociarse Concha, Orlando y Orestes para ser sujetos de crédito?

¿Qué tienen que hacer Carmen y Norma para ser sujetos de crédito ellas solitas?

¿Qué tienen que hacer Norma y Orestes para ser sujetos de crédito ellos dos solitos?

¿Qué tendría que hacer Nabor para ser sujeto de crédito sin tener que asociarse con nadie más? ¿Y Clotilde?

¿Pueden asociarse Carmen, Concha, Herminia, Homero, Héctor y Hércules?

¿Pueden asociarse Carmen, Concha, Francisco y Fabiola?

Representa a los clientes con las letras iniciales de su nombre y con líneas entre cada letra, el contrato que comparten ambos clientes.

Ejemplo: Para la primera pregunta, una opción es la sociedad entre Carmen con

Herminia, Hércules, Héctor y Homero, la cual quedaría representada de la siguiente manera:

Carmen

Herminia

Héctor Hércules

Homero

192

En equipos de 4 estudiantes, lean el tema “Definición de enlace químico”, elaboren un resumen y contesten las siguientes preguntas. 1. ¿Qué es enlace químico?

R: 2. ¿Qué es electronegatividad?

R: 3. ¿Qué diferencia de electronegatividad determina la formación de un enlace

covalente?

R: 4. ¿Cuál es el tipo de enlace que presentan el CO, SO2, KF y LiBr, tomando en

cuenta la diferencia de electronegatividad entre sus átomos.

R:

CO

Electronegatividad carbono

Electronegatividad oxígeno

Diferencia

El enlace es:

SO2

Electronegatividad azufre

Electronegatividad oxígeno

Diferencia

El enlace es:

KF

Electronegatividad potasio

Electronegatividad flúor

Diferencia

El enlace es:

LiBr

Electronegatividad litio

Electronegatividad bromo

Diferencia

El enlace es:

3.1.1 Definición de enlace químico. Sustancias tan importantes para la vida como el agua (H2O), el oxígeno (O2), la sal común (NaCl) y todos los compuestos que nos rodean, deben sus propiedades

193

al tipo de enlace que los formó y una vez formados, sigue manteniéndolos unidos. Tenemos entonces océanos (H2O), aire (O2, N2, ....) y montañas de sal (NaCl) que nos sorprenden por su majestuosidad y abundancia, sin los cuales no sería posible la vida sobre la tierra. Se denomina enlace químico a las fuerzas que mantienen unidos a los átomos, iones o moléculas en un compuesto. Los enlaces son de varios tipos, según el o los elementos en cuestión. Las primeras explicaciones de los enlaces químicos fueron hechas por Kössel y Lewis en 1916, quienes propusieron que existían dos tipos de enlaces químicos: 1) Enlaces iónicos o electrovalentes. Formados por la transferencia de uno o más

electrones de un átomo o grupo de átomos a otro. 2) Enlaces covalentes. Se forman cuando se comparten uno o más electrones

entre los átomos. Pero... ¿Cómo se forman los enlaces?, ¿Cómo se combinan los átomos y qué los mantiene juntos? ¿Por qué hay un límite definido del número de átomos que se combinan en las moléculas?. Las respuestas a estas preguntas están dadas por la estructura electrónica del átomo y por el concepto de electronegatividad. La combinación química, se debe a la atracción de los electrones de los átomos por otros átomos hacia sus capas externas incompletas; si la atracción es lo suficientemente grande, los electrones pueden abandonar sus átomos originales para llenar las capas de otros átomos y si la atracción no es tan grande, os electrones pueden compartirse entre átomos. Los átomos generalmente ganan, pierden o comparten electrones para adquirir la configuración electrónica del gas noble del periodo al que pertenecen. La unión de los átomos se logra donando, aceptando o compartiendo electrones. Cuando completan ocho electrones en su último nivel, se dice que cumplen con la regla del octeto.

La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer electrones,

cuando se encuentra formando parte de un compuesto. Al unirse dos átomos de diferentes electronegatividades, por un enlace covalente, la pareja de electrones se encuentra más cerca del átomo de mayor electronegatividad, es decir, la distribución de la densidad electrónica no es uniforme. Esto hace que uno de los átomos sea más negativo que el otro y el enlace adquiere un carácter polar o, hasta cierto punto iónico.

Pauling dijo que “cuando dos átomos tienen una diferencia de

electronegatividades mayor de 1.7 unidades, los enlaces que se forman

tienen un carácter iónico”.

194

Si la diferencia de electronegatividades es menor que 1.7, los enlaces son

principalmente covalentes. Los átomos de menor electronegatividad son aquellos que inician un nivel energético con sólo uno o dos electrones, como los elementos de las familias IA y IIA (orbital s). Los átomos de mayor electronegatividad, son los que tienen un subnivel p parcialmente lleno y los átomos cuyos subniveles d y f están parcialmente llenos tienen una electronegatividad intermedia. La siguiente tabla presenta las electronegatividades de Pauling para algunos elementos:

H 2.1

Li 1.0

Be 1.5

B 2.0

C 2.5

N 3.0

O 3.5

F 4.0

Na 0.9

Mg 1.2

Al 1.5

Si 1.8

P 2.1

S 2.5

Cl 3.0

K 0.8

Br 2.8

Las electronegatividades se obtuvieron observando el comportamiento de los elementos al formar enlaces y Linus Pauling ideó una escala relativa en la que el flúor tiene la mayor electronegatividad (valor asignado: 4) y las electronegatividades de los átomos de los demás elementos pueden expresarse relativas al flúor. Ejemplos: Usando la tabla de electronegatividades de Pauling, identifica el tipo de enlace que presentan los compuestos: cloruro de sodio y agua

NaCl

Electronegatividad sodio 0.9

Electronegatividad cloro 3.0

Diferencia 2.1

Como la diferencia de electronegatividades es mayor de 1.7, se deduce que el

enlace es iónico.

H2O

Electronegatividad hidrógeno 2.1

Electronegatividad oxígeno 3.5

195

Diferencia 1.4

Como la diferencia de electronegatividades es menor a 1.7, se deduce que el

enlace es covalente. La diferencia entre las electronegatividades de los elementos que forman al compuesto no es el único factor que determina su carácter iónico o covalente, existen otros que se discutirán en otros cursos. Prácticamente no hay un enlace iónico o covalente al 100%, sino que dependiendo de las diferencias de electronegatividades, éste se da en porcentajes como se muestra en la escala siguiente: Carácter iónico porcentual de un enlace químico simple.

Diferencia de Electronegatividades

0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.8 0.9 1.0 1.1

% iónico

0.5 1 2 4 6 9 12 15 19 22 26

Diferencia de Electronegatividades

1.2 1.3 1.4 1.5 1.6 1.7 1.8 1.9 2.0 2.1 2.2

% iónico

30 34 39 43 47 51 55 59 63 67 70

Diferencia de Electronegatividades

2.3 2.4 2.5 2.6 2.7 2.8 2.9 3.0 3.1 3.2

% iónico

74 76 79 82 84 86 88 89 91 92

En equipos de 4 estudiantes, lean los temas “Clasificación de enlaces químicos” y “Enlace iónico” y resuelve lo que se te plantea.

1. ¿Cuál es la clasificación de los enlaces químicos?

R: 2. ¿Cómo se forma un enlace iónico?

R:

3. Escribe los símbolos y los nombres de los iones sodio, potasio, calcio, bario, aluminio, óxido, seleniuro, cloruro, bromuro y sulfuro.

196

R:

4. Representa mediante la estructura de Lewis la unión que se produce entre el

aluminio y el oxígeno.

R:

3.1.2 Clasificación de enlaces químicos. Los enlaces químicos se clasifican de la siguiente manera: iónico polar Entre átomos covalente no polar (interatómico) coordinado metálico

Enlace Químico Puente de hidrógeno

Entre moléculas (intermolecular)

Fuerzas de Van der Waals

3.1.3. Fuerzas interatómicas

3.1.3.1 Enlace iónico

Generalmente, siempre que se combine un elemento metálico (IA, IIA, IIIA) con

un no metálico (VIIA, VIA, VA), los átomos del metal pierden sus electrones, en tanto que los átomos del no metal los ganan. Por ejemplo: el sodio (3s

1) tiene un electrón en su capa de valencia que fácilmente

lo pierde, formando el ion sodio (Na+); es decir:

1e

Na Na+

1s22s

22p

63s

1 1s

22s

22p

6

Este ion recibe el nombre de catión, en tanto que un ion con carga negativa recibe el nombre de anión; ejemplo:

197

. . + 1e . .

. Cl : : Cl :

1s

22s

22p

63s

23p

5 1s

22s

22p

63s

23p

6

Los iones son partículas con carga eléctrica, los cuales se forman como resultado de la pérdida o ganancia de electrones. Los iones positivos resultan de la pérdida de electrones y los negativos de la ganancia de electrones. Un enlace iónico se debe a la fuerza de atracción entre los iones positivos y negativos. Los cationes y aniones deben su nombre a que son atraídos por el cátodo y ánodo respectivamente durante la electrólisis. Los átomos de los metales pueden perder uno, dos o tres electrones formando de este modo cationes. En el ejemplo anterior se muestran los átomos mediante su símbolo rodeado por puntos que representan a los electrones presentes en el último nivel. A estas estructuras se les denomina diagramas o estructuras de Lewis (estructura electrónica puntual): Para representar los iones se utiliza el símbolo del elemento en cuestión, con la carga del ion como exponente, es decir:

F1-

, Cl1-

, S2-

, Al3+

, Ca2+

, K1+

, etc. y mediante diagramas de Lewis ................. Se observa que estos aniones de los elementos representativos cumplen con la regla del octeto. El nombre de los iones monoatómicos se obtiene: Para los aniones monoatómicos se antepone la palabra ion al nombre del elemento seguido de la terminación uro, es decir: ion fluoruro F

1-, ion cloruro Cl

1-,

ion sulfuro S2-

. Para los cationes se antepone la palabra ion seguido del nombre del elemento, es decir: ion aluminio Al

3+, ion calcio Ca

2+, ion potasio K

1+, etc.

Un enlace iónico se forma cuando dos átomos de electronegatividad muy distinta se unen entre si, por ejemplo: Los átomos de cloro tienen 7 electrones en su última capa, mientras que el de sodio sólo tiene uno, por lo que éste se separa fácilmente como lo indica la baja

(El cloro gana un electrón para convertirse en el anión cloruro).

198

energía de ionización. El átomo de sodio pierde su electrón y el cloro lo absorbe a su capa externa, originando los iones correspondientes.

. . . .

La ecuación puede representarse como: Na. + .Cl: Na+

:Cl:

Estos iones poseen cargas opuestas que se atraen mutuamente, lo que origina la formación de enlaces iónicos. Estos iones se unen formando una red cristalina en la cual los iones positivos y negativos ocupan una posición específica como se indica a continuación.

Na+ Cl Na+ Cl

Cl Na+ Cl Na+

Na+ Cl Na+ Cl

Cl Na+ Cl Na+ Este es el acomodo de los iones en un cristal de la sal que se consume a diario en nuestros hogares. Es importante señalar que los compuestos iónicos no forman moléculas, sino redes de iones dispuestos de acuerdo a su carga y tamaño.

En equipos de 4 estudiantes, lean los temas “Enlace covalente” y “Enlace covalente polar” y contesten el siguiente ejercicio. 1. ¿Cuándo se forma un enlace covalente?

R: 2. ¿Qué es una molécula?

R: 3. ¿Cuándo se forma un enlace covalente no polar?.

R: 4. ¿Qué es un compuesto no polar?

R: 5. Escribe 10 compuestos no polares ¿Cuál es su estructura de Lewis?

R:

199

3.1.3.2 Enlace covalente El enlace covalente, como se mencionó anteriormente, es aquél donde las sustancias comparten pares electrónicos dando lugar a moléculas. Una molécula es un conglomerado eléctricamente neutro de dos o más átomos, unidos por este enlace, que se comporta como una sola partícula. A una sustancia formada por moléculas se le llama sustancia molecular a diferencia de los compuestos iónicos que no las forman. Las moléculas se representan mediante diagramas de Lewis: Cl2 , para observar claramente los pares electrónicos de enlace. En moléculas con un átomo central se siguen algunos pasos ya sistematizados. Para nuestro curso sólo incluiremos ejemplos sencillos en los que se coloca el símbolo del elemento menos electronegativo (del que hay menos átomos ) en el centro de la estructura, rodeado de sus electrones de valencia. Estos últimos, se acomodan de manera que el átomo central complete 8 electrones al unirse con los electrones que aportarán los demás átomos que se han acomodado a su alrededor.

Nota: El H completa su nivel con 2 electrones solamente, el B con 6 electrones, el P con 10 electrones y tambien hay otras excepciones.

Los enlaces covalentes se pueden clasificar en:

a) Covalente no polar. Se forma a partir de la unión de átomos de igual electronegatividad. Por ejemplo el hidrógeno H2, cloro Cl2, flúor F2, bromo Br2, yodo I2, neón Ne2 etc.

b) Covalente polar. Cuando dos átomos de diferente electronegatividad forman un enlace covalente y el átomo de mayor electronegatividad atrae el par de electrones de enlace, acercándolo más a él y formando una carga parcial

200

negativa y en el otro átomo una carga parcial positiva, es decir se forman compuestos polares.

Por ejemplo: el cloruro de hidrógeno HCl, bromuro de hidrógeno HBr, fluoruro de hidrógeno HF y sulfuro de hidrógeno H2S, etc.

c) Covalente coordinado. Se forma cuando en un enlace covalente, el par de electrones compartidos son suministrados por un solo átomo y no por ambos como en el enlace covalente polar.

3.1.3.2.1 Enlace covalente no polar. El hidrógeno es el primer elemento que presenta este tipo de enlace, por ejemplo, cuando dos átomos comparten sus electrones, ambos adquieren la configuración del helio: 1s

2.

H . + H . H : H Átomo de átomo de

hidrógeno + hidrógeno

par de electrones compartidos,

forma la molécula de hidrógeno

A este enlace, en el que dos átomos son iguales electronegativamente y comparten electrones provenientes de cada uno de ellos, se le conoce como

enlace covalente no polar. La manera usual de representar al par de electrones es empleando una línea, es decir, en vez de escribir H : H se escribe como H - H, donde el par de electrones ha sido sustituido por un guión y se forma la molécula de H2. Otro ejemplo lo constituye el flúor, elemento que tiene siete electrones de valencia y que requiere uno más para adquirir la configuración del neón. Al unirse el flúor con otro átomo de flúor, ambos comparten un electrón de cada uno a través de un enlace covalente y así cada átomo completa su octeto, formando un compuesto covalente.

. . . .

: F : + : F : F F

Lo mismo sucede con el átomo de cloro.

Cl – Cl En este ejemplo no se escribe la estructura de Lewis, únicamente por conveniencia se indican los electrones compartidos mediante un guión; el cual se debe interpretar como una pareja de electrones compartidos. Hasta ahora sólo se ha contemplado un par de electrones compartidos entre dos átomos, sin embargo, éstos también pueden compartir dos y tres pares de electrones respectivamente, dando origen a enlaces dobles y triples. Por ejemplo:

201

Para el nitrógeno (5 electrones en la capa de valencia), se requiere arreglar los electrones de tal forma que se obtenga la siguiente estructura al cumplir con la regla del octeto:

: N + N : N N Donde los enlaces representan 3 pares de electrones compartidos entre los átomos de nitrógeno, y un par de electrones sin compartir, dando un total de 8 electrones por cada átomo.

Compuestos no polares. Un compuesto puede tener enlaces polares (compartidos por átomos de diferente electronegatividad) y por su geometría ser un compuesto no polar. Es decir, sus cargas se cancelan entre sí, como un sistema de fuerzas que se oponen. Si se tiene una fuerza jalando hacia la derecha y otra de la misma magnitud hacia la izquierda, ambas se neutralizan. El dióxido de carbono (CO2) es un ejemplo típico, se representa como:

Se observa que el carbono (4 electrones en su capa de valencia) comparte sus electrones con los átomos del oxígeno, para completar su octeto y el oxígeno (6 electrones en su capa de valencia) comparte dos electrones con los átomos de carbono para completar su octeto quedando 4 electrones sin compartir, en cada átomo de oxígeno. En el caso mencionado se tienen 16 electrones de valencia (6 de cada oxígeno y 4 del carbono), que para distribuirlos conforme a la regla del octeto fue necesario colocar dos parejas de electrones entre el carbono y cada oxígeno. Otro compuesto no polar es el etino o acetileno, usado para soldar, por las altas temperaturas que alcanza al quemarse. Su representacion es la siguiente:

202

Lee “La gran máquina del clima” e investiga en qué otros procesos naturales o industriales se encuentra involucrado el CO2. Presenta tu tarea al maestro.

Lectura No. 33: “La gran máquina del clima” El océano y la atmósfera mantienen una curiosa danza de equilibrios cuya expresión más importante es el ciclo del carbono, por el cual el dióxido de carbono (CO2) del mar, entra en balance con el del aire. Además de que el agua absorbe grandes cantidades de este gas, durante la fotosíntesis el fitoplancton, extrae dióxido del ambiente y lo transforma en oxígeno. Si descendiera la cantidad de fitoplancton, aumentaría la cantidad de dióxido en el aire. Las microplantas y otros organismos como los corales, algunas algas y los bivalvos utilizan también carbono para construir esqueletos y conchas de carbonato cálcico (CaCO3) que, cuando mueren, se depositan en el fondo del mar. Así, el océano actúa como un gran sumidero de este elemento que, de otro modo, saldría a la atmósfera en forma de dióxido. Otra voraz consumidora de este gas es la masa de plantas verdes que lo utilizan para la fotosíntesis. Dado que el dióxido es vital para la regulación de la temperatura global, cualquier alteración en este sutil equilibrio puede ser dramática. Las erupciones volcánicas, los incendios, la respiración animal, la descomposición de restos orgánicos y la contaminación humana, son emisores de dióxido que pueden influir en el clima. El deterioro de los cultivos también desequilibra el balance de dióxido emitido y absorbido. El anhídrido carbónico (CO2) que emiten las industrias estadounidense, responsable principal del probable cambio climático, es absorbido por los bosques costarricenses, gracias a un plan piloto que pusieron en marcha ambos países. Las empresas pagan la repoblación y regeneración de los bosques del país centroamericano a precios que oscilan entre 150 y 200 dólares anuales por hectárea. A cambio, no reducen sus emisiones ni pagan las tasa que por ellas tienen establecidas. La rentabilidad para el propietario del terreno es así mayor que si lo dedica a otras actividades. Es importante entonces, mantener un balance entre las actividades humanas en pro de no romper el equilibrio del dióxido de carbono.

203

En equipos de 4 estudiantes, lean los temas “Enlace covalente polar” y “Enlace covalente coordinado” y resuelvan lo que se pide. 1. ¿Qué características tiene el enlace covalente polar?

R: 2. ¿Qué compuestos presentan enlace covalente coordinado?

R: 3. ¿Cuáles son las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos:

yodoformo (CHI3), dióxido de azufre (SO2) , ion carbonato (CO3

2-), tetracloruro

de carbono (CCl4), cloruro de hidrógeno (HCl), ion perclorato (ClO41-

) y tricloruro de fósforo (PCl3)? De acuerdo a su diferencia de electronrgatividad. Intuye (sin considerar la geometría) el tipo de enlace covalente que presentan. R:

4. ¿Cuál es el enlace metálico?

R:

3.1.3.2.2 Enlace covalente polar. Este enlace se forma cuando dos átomos de diferente electronegatividad se unen para formar enlaces covalentes, pero como uno de los elementos es más electronegativo, éste hace que atraiga al par de electrones con mayor facilidad originando un dipolo y por lo tanto un enlace covalente polar. Por ejemplo: El fluoruro de hidrógeno se forma de la siguiente manera: En este compuesto, ambos átomos comparten un par de electrones, obteniendo cada uno la configuración electrónica del gas noble más cercano (helio y neón respectivamente).

204

En este caso, no existe una compartición electrónica simétrica, dada la diferencia de electronegatividades existente y como la electronegatividad del flúor es mayor, hace que éste atraiga más densidad electrónica, originando el enlace covalente polar. El átomo del flúor (más electronegativo), atrae los electrones enlazantes y esto hace que el hidrógeno tenga una deficiencia de electrones, generando una carga

positiva parcial (+), en tanto que en el flúor origina una carga parcial negativa ( ),

lo que se representa de la siguiente manera.

+

H F

Donde la letra griega ( ) sigma, nos indica que hay una carga parcial, negativa o positiva, a cada lado de la molécula y como esta molécula tiene una carga parcial positiva y otra parcial negativa, se dice entonces que forma un dipolo.

En el enlace covalente polar, la polaridad es mayor cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos participantes (mayor que 0 y menor que 1.7). El agua es un compuesto covalente polar formado por átomos de hidrógeno y oxígeno. El oxígeno tiene 6 electrones en su capa de valencia y para completar su octeto comparte un par de electrones con 2 átomos de hidrógeno. Es decir:

El amoniaco es un compuesto covalente polar cuya fórmula es NH3 y debido a que el nitrógeno tiene 5 electrones en su capa de valencia, la estructura del amoniaco será:

3.1.3.2.3 Enlace covalente coordinado

205

A diferencia del enlace covalente simple, en el que ambos átomos comparten un electrón, en un enlace covalente coordinado, uno de los átomos proporciona el par de electrones y el otro ofrece el espacio para acomodarlos; por ejemplo el catión hidronio, H3O

+, que se forma por la reacción de un ion hidrógeno y una

molécula de agua, es decir:

Otro ejemplo es la fosfina: Este tipo de unión es muy frecuente, se presenta en muchos compuestos, por ejemplo el ácido sulfúrico H2SO4, en el cual 2 átomos de hidrógeno se unen covalentemente a 2 átomos de oxígeno, además estos a su vez, también por covalencia, se unen a un átomo de azufre, con lo que todas sus ultimas capas electrónicas quedan saturadas, como se ve en la fórmula electrónica siguiente:

Como se ve, en esta forma, la última capa electrónica del azufre queda saturada, pero 2 pares de electrones de ella, no se usan para la unión covalente con otros átomos; por otro lado los átomos de oxígeno, presentan en su última capa 6 electrones, teniendo capacidad para 8 electrones, es decir, no se encuentra saturada, por lo que se unen al conjunto, complementando su última capa con los pares de electrones del azufre, precisamente los que no se han usado para la unión covalente. Este tipo de unión no sólo se efectúa entre átomos y moléculas, sino que también entre moléculas e iones, por ejemplo en la formación de los iones de amonio y del tetrafluoruro de boro:

206

Nota: Se omiten los electrones de no enlace. Desde luego, como el par o los pares de unión estan formados por dos electrones que originalmente correspondían a la última capa electrónica del mismo átomo, en muchos casos, este tipo de unión es menos fuerte que el iónico y el covalente. Los compuestos iónicos y covalentes son los principales compuestos químicos, sin embargo hay muchos compuestos que no se pueden incluir categóricamente en ninguno de estos grupos, ya que sus átomos están unidos por enlaces

covalentes e iónicos, por ejemplo en el cloruro de amonio (NH4+

Cl ), los cuatro hidrógenos están unidos al nitrógeno por enlaces covalentes, formando el ion NH4

+1, este ion positivo llamado amonio está atraído por el ion Cl

-1 (cloruro) y su

representación es: Estos iones se llaman poliatómicos y son la agrupación de varios átomos unidos con enlaces covalentes y carga positiva o negativa, formando iones en lugar de moléculas. Lee cuidadosamente la siguiente práctica antes de realizarla.

Práctica No. 19: “Elaboración de una pelota”

Objetivo: Elaboración de un objeto de uso común mediante una reacción sencilla observando la aplicación de los enlaces covalentes en la formación de polímeros.

207

Teoría: La formación de enlaces covalentes en la elaboración de polímeros se da gracias a la facilidad con que se enlaza el carbono; lo vemos a diario en objetos que usamos cotidianamente. La polimerización que se realiza en esta práctica es sencilla y se evidencia al reaccionar el bórax con el alcohol polivinilico.

Material: Reactivos:

1 agitador 30 g de bórax Na2B4O7 • 10H2O (se compra

en la farmacia) 1 mechero de Bunsen 1 soporte universal 50 mL de resistol 850 ( su nombre químico es

alcohol polivinílico [–CH=CHOH]n) 1 tela de alambre

1 espátula 2 vasos de precipitados de 500 mL

Desarrollo de la práctica.

1. Monta el equipo como se muestra en el esquema: Vaso de precipitados Tela de alambre Mechero de Bunsen Soporte universal

2. Calienta en un vaso de precipitados aproximadamente 100 mL de agua de la

llave. 3. Coloca tres gramos de bórax en otro vaso de precipitados y agrega 25 mL de

agua caliente. 4. Agita hasta que se disuelva la mayor parte de bórax. 5. Agrega a la disolución 10 mL de resistol 850. 6. Mezcla con tus dedos el resistol con la disolución, dándole una forma esférica. 7. Saca la pelota del vaso y moldéala hasta que esté lo más redonda posible. 8. La pelota puede rebotar contra superficies duras (compruébalo). 9. Repite el experimento con diferentes proporciones de resistol y bórax. Anota

tus observaciones e investiga la fórmula de un polímero identificando en él los enlaces covalentes.

Preguntas:

208

a) ¿Qué participación tiene el enlace covalente para la formación de este nuevo compuesto?

b) ¿Qué polímero se forma en el experimento? c) ¿Qué otros polímeros importantes existen?

Después de leer detenidamente el texto ¿Qué es lo último en superconductores?, comenten en grupo sobre sus conocimientos previos del tema. Realicen en equipo una búsqueda en Internet sobre otros superconductores y la institución que los produce, comenten sus resultados y presenten un resumen al maestro.

Lectura No. 34: “¿Qué es lo último en superconductores?”

En un reciente artículo sobre el tema, ¿Superconductores en caliente?, el doctor Shahen Hacyan explica: “La corriente eléctrica que fluye por los cables y penetra en todos los hogares modernos es, a nivel microscópico, un flujo de partículas llamadas electrones. Por lo general, los cables se fabrican de cobre porque este metal es un buen conductor: ofrece poca resistencia al paso de los electrones. A mayor

resistencia de un material, más energía (voltaje) se debe invertir para mantener una corriente a través de él. Lo ideal sería un material que no ofrezca ninguna resistencia al flujo de los electrones, con lo cual se podría mantener indefinidamente una corriente eléctrica sin necesidad de utilizar baterías, pilas o generadores. Tales materiales existen: son los superconductores. El problema es que operan a temperaturas extremadamente bajas que sólo se alcanzan en laboratorios especializados ...” Continúa con una breve reseña de las primeras experiencias con superconductores y señala: “Luego, en 1986, vino una sorpresa. Los físicos suizos Bednorz y Muller descubrieron un material a base de oxígeno, cobre y otros elementos que se vuelve superconductor a una temperatura bastante por arriba de la predicha por la teoría. Desde entonces, siguiendo recetas de estos investigadores (que obtuvieron un Premio Nóbel en 1987), se descubrieron materiales superconductores a temperaturas cada vez menos bajas, siendo el record comprobado hasta ahora de 14º C bajo cero; esta temperatura se puede alcanzar con nitrógeno líquido (de uso comercial)...”

209

Lee el tema “Enlace metálico” e investiga la definición de las propiedades que se mencionan y otras características más de los metales.

3.1.3.3 Enlace Metálico. Los átomos de los metales poseen pocos electrones de valencia por lo que tienden a cederlos, formando iónes positivos (cationes). Estos se disponen en forma tridimensional regular en donde los electrones de valencia sujetos débilmente, pueden moverse con facilidad por todo el cristal a la manera de un fluido.

Un metal sólido como el hierro, oro o plata, está formado en su totalidad por átomos del mismo tipo y la falta de movilidad de los átomos en el interior del cristal y otras propiedades ( ductilidad, conductividad termica y electrica, etc.) se debe a la fuerza de atracción existente entre los átomos; ésta fuerza se denomina enlace metálico. Las principales características diferenciales de los distintos tipos de enlace, se pueden apreciar en la siguiente tabla:

Enlace Químico

Tipo de enlace

Ejemplo Partículas en estado

sólido

Condiciones de

deformación

Naturaleza del enlace

Puntos de fusión y

ebullición

Dureza Solubilidad

Iónica NaCl Iones

Entre elementos de muy distintos potenciales de ionización y afinidad electrónica

Atracciones y repulsiones coulómbicas

Altos Duros y quebradizos

Solubles en disolventes polares. Insolubles en disolventes no polares

Covalente molecular (no polar)

H2 Cl2 C6H6 parafina

Moléculas no polares

Entre elementos de muy similares potenciales de ionización

Intramolecular: uniones covalentes. Intermolecular: Fuerzas de Van

Bajos Suaves, céreos, líquidos o gases

Solubles en disolventes no polares. Insolubles en disolventes

210

y afinidad electrónica

der Waals polares

Covalente molecular (polar)

H2O NH3

Moléculas dipolares

Entre elementos de electronegatividad similar

Intramolecular: uniones covalentes. Intermolecular: dipolo – dipolo Puentes de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals

Bajos, pero superiores al caso anterior

Suaves

Poco solubles en disolventes no polares, más solubles en disolventes polares

Covalente atómico

C SiC

Átomos

Entre elementos cuya valencia es igual al número de coordinación

Uniones covalentes entre átomos

Muy altos Muy duros Insolubles en disolventes polares y no polares

Metálico Na Ca Fe

Arreglo de cationes y Electrones

móviles

Entre elementos de bajo potencial de ionización

Cohesión por electrones deslocalizados

Variables, relativamente bajos

Suaves y maleables

Insolubles o reaccionan con el disolvente

En equipos de 4 estudiantes, lean “Fuerzas intermoleculares” y “Enlaces por

puente de hidrógeno”; elaboren una síntesis la cual será expuesta al grupo.

3.1.4 Fuerzas Intermoleculares. Las fuerzas intermoleculares son aquellas que mantienen unidas a las moléculas

y son las interacciones dipolo-dipolo y las fuerzas de Van der Waals.

Las interacciones dipolo-dipolo son las atracciones que se ejercen entre el extremo positivo de una molécula polar y el extremo negativo de otra molécula semejante, por ejemplo:

211

En el cloruro de hidrógeno HCl, el hidrógeno parcialmente positivo (+) de una

molécula, es atraído por el cloro parcialmente negativo ( ) de otra molécula es decir: El resultado de esta interacción, hace que las moléculas se unan entre sí más firmemente, que las moléculas no polares de peso molecular considerable; estas fuerzas intermoleculares afectan a las propiedades físicas de los compuestos.

3.1.4.1 Enlace por puente de hidrógeno.

Una atracción dipolar particularmente fuerte es la de puente de hidrógeno, en donde este se forma entre un átomo de hidrógeno unido por un enlace covalente a un átomo más electronegativo, comúnmente el flúor (HF), oxígeno (H2O) o nitrógeno (HNO3) y el átomo electronegativo de una molécula adyacente con características similares, es decir, un hidrógeno hace puente entre dos átomos electronegativos HF----HF, sujetando a uno con un enlace covalente y al otro con

fuerzas puramente electrostáticas. Por ejemplo, el hielo (menos denso que el agua), flota en el agua, debido a los puentes de hidrógeno que hay en ese compuesto. En la molécula del agua, un átomo de oxígeno con 6 electrones se enlaza con dos átomos de hidrógeno, con lo que el oxígeno completa la configuración del neón, formando una molécula no lineal, sino más bien angular.

: O H --- : O H --- : O H l l l H H H Los pares de electrones del oxígeno que no participan en los enlaces covalentes,

establecen el enlace por puente de hidrógeno, con los átomos de hidrógeno (parcialmente positivos) de otra molécula de agua. En condiciones normales de presión y temperatura, el agua debería ser un gas, como lo son el sulfuro y el seleniuro de hidrógeno, pero debido a los puentes de hidrógeno, el agua se sale de las normas y es líquida.

Cl

+

H

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

+

H

+

H

+

H +

H

Moléculas de agua

212

La estructura del hielo ordenada hexagonalmente por medio de estos enlaces, forma huecos vacíos en su interior y cuando el hielo se funde, los espacios intermoleculares se reducen y por lo tanto el volumen, por lo que la densidad del agua líquida es mayor que la del agua sólida. La siguiente figura muestra el arreglo de las moléculas de agua en el hielo y los puentes de hidrógeno que lo forman (con línea punteada).

La menor densidad del hielo respecto a la del agua, evita que en invierno se congelen completamente los ríos y lagos, debido a que la capa superior de hielo funciona como aislante, por lo que permite la vida de animales y plantas en la parte interior. Una característica del aumento de volumen del agua al solidificarse, es romper los ductos por los que circula, razón por la que se agrega ticongelante (etilenglicol) a los radiadores de los automóviles, ya que de no ser así, se romperían los

ductos por los cuales circula el agua, en condiciones de bajas temperaturas. Las siguientes figuras muestran compuestos enlazados por puentes de hidrógeno.

H

/

H O H O

\

H

b) H F H F

c) H H l l

H N H N l l

H H En los ejemplos anteriores los enlaces de puente de hidrógeno están

representados por el símbolo . El puente de hidrógeno no solamente influye en el punto de fusión y solubilidad de los compuestos sino también juega un papel importante en la fijación de las formas de moléculas grandes, tales como en las proteínas y ácidos nucleicos, formas que a su vez determinan sus propiedades biológicas, la forma espiral de

las moléculas de -queratina y colágeno, que proporciona resistencia a la lana y el pelo y da tenacidad a los tendones y a la piel.

Moléculas de fluoruro de hidrógeno

Moléculas de amoniaco

213

En equipos de 4 estudiantes, lean el tema “Fuerzas de van der Waals”, elaboren un resumen y expongan al grupo 5 preguntas.

3.1.4.2 Fuerzas de Van der Waals. Entre las moléculas de un compuesto no polar existen fuerzas de atracción,

debidas a una asimetría electrónica instantánea, conocidas como fuerzas de

Van der Waals, es decir si durante una fracción de tiempo, la distribución electrónica de un átomo o de una molécula llega a ser asimétrica, las sustancias tendrían un extremo ligeramente positivo y otro extremo ligeramente negativo, lo que origina en la molécula un dipolo temporal y esto hace que se generen temporalmente fuerzas de atracción por los dipolos temporalmente formados ya que los dipolos no duran mucho tiempo porque las moléculas o átomos se mueven rápidamente, descomponiendo los dipolos temporales, sin embargo, una pequeña fracción de las moléculas está experimentando fuerzas de atracción netas que se conocen con el nombre de fuerzas de Van der Waals. Estas fuerzas aumentan su importancia cuando los electrones se encuentran menos unidos a un átomo o a una molécula y por esta razón los átomos de las moléculas de volumen grande presentan mayores fuerzas de atracción de Van der Waals, por ejemplo el yodo molecular, en el llamado hielo seco. La relación entre la magnitud de las fuerzas de Van der Waals y el área de superficies moleculares ayuda a comprender el efecto del tamaño molecular en las propieades físicas. No se debe subestimar la importancia de las más débiles fuerzas intermoleculares, actuando entre las cadenas no polares de los fosfolípidos que constituyen el mortero de las paredes de las células vivas.

En equipos de 4 estudiantes, lean los temas “Punto de ebullición” y “solubilidad”, elaboren un resumen y además 5 preguntas con sus respuestas.

3.1.5 Propiedades de las sustancias de acuerdo a su tipo de

enlace.

214

3.1.5.1 Punto de ebullición. En un líquido las moléculas tienen un arreglo menos regular y mayor libertad de movimiento que en un sólido, cada una de ellas es atraída por muchas otras. La ebullición implica la separación de las moléculas individuales o pares de iones con carga opuesta del seno del líquido y esto sucede cuando se alcanza una temperatura suficiente para que la energía térmica de las partículas alcance a superar las fuerzas de cohesión que las mantienen en el líquido. En un compuesto iónico, cada ion es retenido firmemente por varios otros de carga opuesta. En este caso se necesita mucha energía para que un par de iones de carga opuesta puedan abandonar el estado líquido y la ebullición sólo se produce a temperatura muy alta por ejemplo el punto de ebullición del cloruro de

sodio es de 1413 y en estado gaseoso aun se conserva el par iónico como unidad del cloruro de sodio. Las sustancias iónicas siempre son sólidas a temperatura ambiente, y por lo general tienen altos puntos de fusión, por ejemplo: el cloruro de sodio (NaCl) se funde a 800°C, el fluoruro de litio (LiF) a 870°C, y el fluoruro de magnesio (MgF2) a 1400°C. En un compuesto covalente las fuerzas moleculares (interacciones dipolo-dipolo y fuerzas de Van der Waals), son más fáciles de vencer por lo que la ebullición se produce a temperaturas mucho más bajas, por ejemplo el metano hierve a una

temperatura de –162 C, mientras que el cloruro de hidrógeno tiene un punto de

ebullición de – 85 C. Los líquidos que tienen puentes de hidrógeno se llaman líquidos asociados y la ruptura de estos puentes requiere una energía considerable. Entre más grandes son las moléculas más fuertes son las fuerzas de Van der Waals. Conservándose otras propiedades (polaridad, puentes de hidrógeno), el punto de ebullición aumenta con el tamaño molecular. Los puntos de ebullición de sustancias orgánicas son más elevados que el de la molécula no polar de metal, pero rara vez encontramos puntos de ebullición

mayores a 350 C.

3.1.5.2 Solubilidad Cuando se disuelve un sólido o un líquido, las unidades estructurales (iones o moléculas), se separan una de otra y el espacio entre ellas es ocupado por moléculas del disolvente. En una disolución, tal como en la fusión y ebullición se necesita suministrar energía para vencer las fuerzas interiónicas o intermoleculares.

215

En una solución cada ion esta rodeado por muchas moléculas de disolvente por lo que se dice que está solvatado; si el disolvente es agua se dice que el ion está hidratado. El agua debe sus propiedades a ésto como un disolvente de sustancias iónicas no sólo a su polaridad y a su elevada constante dieléctrica, sino también a que

contiene el grupo OH que le permite formar puentes de hidrógeno. El agua es capaz de solvatar tanto cationes como aniones; a los cationes en su polo negativo (electrones no compartidos) y a los aniones por el puente de hidrógeno. Las características de solubilidad de los compuestos no iónicos están determinadas por su polaridad. Los compuestos no polares o débilmente polares se disuelven en disolventes no polares o apenas polares, por ejemplo el metano es soluble en tetracloruro de carbono porque las fuerzas que mantienen unidas las moléculas del metano entre sí y también las del tetracloruro de carbono son reemplazadas por otras muy similares, las que unen las moléculas de tetracloruro de carbono al metano. Ni el metano ni el tetracloruro de carbono son solubles en agua, pues las moléculas muy polares de ésta se atraen mutuamente por interacciones dipolares considerables (puentes de hidrógeno), esto ocasiona que no haya atracción entre el agua y las moléculas no polares del tetracloruro de carbono y del metano. El metanol (muy polar), es bastante soluble en agua ya que los puentes de hidrógeno entre las moléculas de ambas sustancias pueden reemplazar fácilmente los puentes de hidrógeno muy similares entre diferentes moléculas de metanol o de agua. Otras propiedades como el punto de fusión, las características metálicas como brillo, maleabilidad, conductividad, etc. están determinadas por el enlace presente en las sustancias.

Lee cuidadosamente la siguiente práctica antes de realizarla.

Práctica 20: “Propiedades de los compuestos en función a su tipo de enlace”

Objetivo: Identificar los solutos que forman soluciones iónicas y clasificarlos en electrolitos fuertes y débiles, al observar la intensidad con que se enciende un foco. Analizar el resto de las disoluciones de acuerdo a sus propiedades.

216

Teoría: La sal y el azúcar son compuestos de uso cotidiano que se parecen entre si, son solubles en agua; sin embargo un examen minucioso revela que sus soluciones se comportan de manera muy diferente. Cada una de ellas es típica de una clase de soluciones, con diferentes propiedades eléctricas, físicas y químicas. Las soluciones que forma el agua con estos compuestos se denominan

electrolito y no electrolito respectivamente, la mayoría de los compuestos cristalinos están formados por iones, la atracción electrostática mantiene unidos los iones en el cristal. Cuando un compuesto disuelto en agua o en otros disolventes polares, permite

conducir la electricidad, se le llama electrolito; en caso contrario será un no-

electrolito. Cuando en su solución o en el cristal fundido se introduce un par de electrodos y se aplica una diferencia de potencial eléctrico, los iones son atraídos hacia uno de los electrodos, los que emigran hacia el polo negativo (cátodo) se les llama cationes y tienen carga positiva; los que emigran hacia el polo positivo (ánodo) son llamados aniones y tienen carga eléctrica negativa. La fuerza solvatadora de un disolvente polar tiende a separar los iones del compuesto disuelto, dejándolos relativamente libres en el seno de la solución. A los electrolitos que se encuentran totalmente ionizados en una solución se les

llama electrolitos fuertes y los que se ionizan parcialmente se les llama

electrolitos débiles. Esto se determina por la intensidad de la luz de un foco al que se le introdujeron sus electrodos en una solución.

Material: Reactivos: 3 vasos de precipitados de 100 mL. agua destilada agitador sal común espátula azúcar 2 metros de cable del número 16 ácido sulfúrico concentrado (H2SO4) 1 socket ácido acético (CH3COOH) 1 foco de 40 w 1 clavija 1 desarmador 1 pinzas de punta (se puede sustituir por una hoja de rasurar) 1 pipeta graduada de 10 mL. 1 balanza granataria 1 cinta masking

Desarrollo: 1. Instala un circuito eléctrico como sigue:

217

a) Une los extremos del cable a la clavija, usando el desarmador y la hoja de rasurar para quitar la cubierta aislante del cable.

b) Une el socket al cable, haciendo los cortes necesarios, a fin de que se construya lo siguiente, cuidando que las puntas del cable que van al vaso deben tener medio centímetro libre de aislante.

2. Coloca 50 mL de agua destilada en el vaso de precipitado de 100 mL. 3. Introduce una punta del cable (sin aislante) en el vaso de precipitados, sujétala

a la pared del mismo con masking y la otra punta, déjala libre para que la puedas maniobrar, como se observa en el dibujo anterior.

4. Conecta con precaución el circuito al contacto eléctrico. 5. Enseguida introduce la punta libre de cable al vaso de precipitados de tal

manera que hagas contacto con el agua sin juntar los extremos de los cables y anota tus observaciones en la tabla correspondiente. Cada vez que introduzcas los cables, anota tus observaciones en el cuadro de resultados, según los códigos que se te dan. Enjuaga los electrodos con agua destilada.

Nota: Si juntas los cables provocas un corto circuito.

6. Desconecta el circuito y pesa 0.5 g de cloruro de sal común. 7. Adiciona la sal al agua y agita hasta la disolución. 8. Repite los pasos 3,4 y 5. 9. Continúa adicionando cantidades de 0.5 g de sal, hasta un total de 3 gramos,

repitiendo el paso 7. 10. En otro vaso de precipitados, deposita 50 mL de agua destilada y repite los

pasos 3,4,5 utilizando azúcar en vez de sal hasta completar 7 observaciones, adicionando en cada una de ellas 0.5g. y anota los resultados.

11. Repite el paso 9 pero ahora con ácido acético, iniciando con un volumen de 0.5 mL de ácido, aumentándolo en esa cantidad hasta llegar a 3 mL.

12. Repite el punto anterior, sustituyendo el ácido acético por ácido sulfúrico.

clavija

Socket y foco

Vaso de precipitados con solución

cable

218

Nota: Al preparar disoluciones ácidas, se mide el volumen de agua necesaria y posteriormente se añade con precaución el ácido. No se invierte el proceso, es decir, no se le añade agua a un ácido.

Tabla de resultados

g de sal o azúcar Sal NaCl azúcar ácido acético Ácido sulfúrico mL de ácido

0.0 0.0

0.5 0.50

1.0 1.0

1.5 1.5

2.0 2.0

2.5 2.5

3.0 3.0

Códigos Representa

no enciende el foco

encendido bajo

encendido regular

encendido mediano

encendido normal

encendido intenso

Anota las conclusiones a que se ha llegado en la práctica.

Preguntas 1. ¿En qué se basa el experimento para mostrar la ionización?

R:

2. ¿ Cuáles de las sustancias analizadas son iónicas y cuáles no?

R:

3. ¿Qué sustancia se considera electrolito y por qué?

R:

219

En equipos de 4 estudiantes lean “El cloruro de sodio NaCl, un compuesto binario clásico” y contesten las siguientes preguntas: 1. ¿Qué importancia tuvo la sal en África en la segunda mitad del siglo XIX?

R.

2. ¿Qué padecimiento ayuda a evitar el consumo moderado de sal yodatada?

R.

3. ¿Qué elemento químico se encuentra tanto en la sal de mar como la hormona

tiroxina? R.

4. ¿Qué función desempeña la Tiroxina?

R.

5. ¿Cómo se le llama a los grandes cristales de sal que se encuentran en grutas

próximas al mar? ¿Por qué? R.

Lectura No. 35: “El cloruro de sodio (NaCl), un compuesto binario clásico” Las sales son compuestos químicos que podemos encontrar en nuestro alrededor. Aparecen disueltas en el agua de mar, formando parte de las plantas y distribuidas por la litosfera; todos conocemos por lo menos una, el cloruro de sodio o sal de mesa. Pues bien, este compuesto es un sal indispensable para el mantenimiento de la vida y en algunas comunidades apartadas donde es sumamente difícil adquirirla, tiene un costo muy elevado, por ejemplo, los exploradores europeos que se internaron en África en la segunda mitad del siglo XIX usaban sacos de sal como

220

moneda ante grupos del interior de la selva. Los naturales entregaban marfil o diamantes a cambio de sal, por que habían observado que la ingestión de este producto evitaba muchos trastornos de la salud. Aunque hay muchos alimentos que la contienen, el uso moderado y diario de la sal de mesa contribuye a evitar ciertos padecimientos, por ejemplo el bocio; esta enfermedad se relaciona con un efecto de la glándula tiroides, en la que se producen varias hormonas, una de las cuales es la tiroxina, interviene en la regulación de la síntesis de proteínas en los tejidos, la tiroxina contiene yodo, elemento que no abunda en la naturaleza pero que se encuentra en el agua de mar, cuando se extrae cloruro de sodio del mar, pequeñas pero indispensables porciones de yodo la acompañan. La sal de mar no es una sustancia pura, es una mezcla que al agregar a nuestros alimentos para darle sabor, nos proporciona una de las escasas fuentes de yodo que requiere nuestro organismo. Conocedores de esto, los químicos de las industrias productoras de sal se preocupan por añadir yodo al producto que se va al consumidor, cuando en sus análisis descubren que las proporciones de este elemento no son suficientes para garantizar la buena salud del consumidor. Es tan sorprendente la naturaleza para quien sabe contemplarla, que de repente nos presenta la sal con la apariencia de una piedra preciosa. Sal gema, la llamaron quienes descubrieron sus yacimientos formando grutas en las proximidades interiores del mar, en ellas la sal aparecía recubriendo las paredes de la gruta, formando grandes y refulgentes cristales que al llegar a ellas la luz de las antorchas se reflejaba en las paredes multiplicando la luminosidad y llenándola de colores. Ésta sal, es solo una de las muchas sales que conocemos y determinan nuestra vida.

En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Aspectos básicos de nomenclatura” y contesten las siguientes preguntas. 1. ¿Qué es una fórmula?

R:

2. Escribe la fórmula y el nombre de los compuestos que se forman, al

combinarse los siguientes iones:

a) Mg2+

, Br1-

R: b) Fe

2+, O

2- R:

c) K1+

, O2-

R:

3. ¿Por qué se le llama nombre sistemático?

221

R:

4. Escribe los nombres triviales de los siguientes compuestos: a)NaCl R: b)CaO R: c)KOH R: d)C12H22O11 R:

3.2.1 Aspectos básicos de nomenclatura

Existen muchos compuestos químicos, cuyos nombres han sido asignados en forma sistemática, según las reglas establecidas por comités internacionales; sin embargo hay otros compuestos químicos cuyos nombres fueron asignados antes que Lavoisier y sus contemporáneos iniciaran la nomenclatura sistemática. Antes de conocer las reglas de nomenclatura, es necesario clasificar de manera general a las familias de compuestos inorgánicos:

a) De acuerdo al número de elementos que forman al compuesto (este es el orden que se sigue en la unidad).

b) De acuerdo a su composición y función química.

222

La habilidad que se tenga para nombrar compuestos químicos y deducir su fórmula química a partir del nombre es de gran importancia en el estudio de la química. Una fórmula, nos indica los componentes de que está constituida una sustancia, por ejemplo, la fórmula del agua es H2O lo cual nos indica, que el agua está formada por los elementos hidrógeno y oxígeno. Tamién nos dice además, que cada unidad de agua tiene 2 átomos de hidrógeno y 1 de oxígeno. La fórmula sin embargo, no indica si los átomos están unidos por enlaces iónicos o covalentes. Cuando escribimos una fórmula, es necesario tener en mente los conceptos de números de oxidación. El número de oxidación es el número que aparece con un signo, en la parte superior derecha del símbolo de los elementos, y en algunos casos, coincide con el número de electrones generados o perdidos por el elemento durante una reacción química.

Las reglas que se han establecido arbitrariamente para asignar números de oxidación a los elementos en un compuestos, son: 1. El estado de oxidación de un elemento no combinado es cero. 2. En un compuesto, los elementos más electronegativos tienen estados de

oxidación negativos, mientras que los elementos menos electronegativos tienen estado de oxidación positiva.

223

3. En la fórmula de un compuesto los estados de oxidación positivos son iguales a la suma de los estados de oxidación negativos, por ejemplo: en el cloruro de sodio NaCl, el número de oxidación del sodio es 1

+ y el número de oxidación

del cloro es 1 , por lo que la suma algebraica es igual a cero. En el compuesto Na2SO4: El estado de oxidación del sodio es: (1

+) 2 = 2+

El estado de oxidación del oxígeno es:(2 )4 = 8 -

Para que la suma algebraica sea cero,se necesita que

el número de oxidación del azufre sea 6+

Para el CO2: El estado de oxidación del O es: (2 ) 2 = 4 -

Se deduce que el número de oxidación del C es: 4+

Para escribir una fórmula química, primero se escribe el símbolo del elemento que tiene un número de oxidación positivo, por ejemplo: Las fórmulas del dióxido de carbono, metano, sulfuro de hidrógeno y amoniaco se escriben respectivamente:

CO2 CH4 H2S NH3 Una vez conocidos los números de oxidación se puede encontrar la relación que existe entre los átomos del compuesto y a partir de esto su fórmula. El procedimiento que se lleva a cabo para escribir una fórmula química es el siguiente: 1. Conocer el nombre del compuesto. 2. Escribir el número de oxidación en la parte superior derecha de cada elemento

o ion. 3. Escribir cada uno de los valores anteriores, como subíndice del símbolo

contrario, esto es:

Compuesto No. de oxidación No. de oxidación Valencia

Óxido de aluminio Al3+

O2

Al2O3

Cloruro de calcio Ca2+

Cl1

CaCl2

Nitrato de bario Ba2+

NO31

Ba(NO3)2

Sulfato de sodio Na1+

SO42

Na2SO4

Nota: Cuando el subíndice tiene el valor de uno, éste no se escribe. Cuando el nombre de un compuesto químico se deduce por algún sistema de

nomenclatura, se llama nombre sistemático y cuando el nombre del compuesto químico en cuestión, no se deduce por algún método, sino más bien el nombre se

ha conocido en forma histórica, se les denomina nombres comunes o triviales.

224

La siguiente tabla proporciona los nombres triviales de algunos compuestos comunes.

Fórmula del

Compuesto

Nombre común o

trivial

Fórmula del

compuesto

Nombre común o

trivial

CH4 Gas natural NaCl Sal

SiO2 Vidrio NH3 Amoniaco

C2H6 Etileno ArH3 Arsina

PbS Galena H2O Agua

PH3 Fosfina CaOH Cal apagada

HCl Ácido muriático NaHCO3 Polvo de hornear

Al2O3 Alúmina CaCO3 Mármol, Calcíta, Caliza

Na2B4O7 10H2O Bórax CaSO4 2H2O Yeso

KHC4H4O6 Cremor tártaro N2O Gas hilarante

Fórmula del

Compuesto

Nombre común o

trivial

Fórmula del

compuesto

Nombre común o

trivial

C2H5OH Alcohol de caña CaO Cal viva

PbO Litargirio KOH Potasa

NaOH Sosa NaNO3 Salitre

NH4Cl Sal amoníacal C12H22O11 Azúcar

CH3COOH Vinagre CH3OH Alcohol de madera

Lee el tema “Compuestos binarios” y elabora una lista de 20 sustancias con esta característica. Preséntala a tu maestro.

3.2.2 Compuestos binarios Los compuestos binarios son aquellos que están formados por dos clases distintas de átomos, por ejemplo:

Compuesto Está formado por átomos de:

NaCl sodio y cloro

K2O potasio y oxígeno

N2O5 nitrógeno y oxígeno

CaH2 calcio e hidrógeno

Na2O sodio y oxígeno

225

Un gran número de compuestos están constituidos por dos elementos diferentes, cuyas fórmulas se escriben de manra que el símbolo de menor electronegatividad quede primero, seguido del símbolo de mayor electronegatividad. Existen dos principales tipos de compuestos binarios, los cuales son: Los que presentan elementos con un sólo estado de oxidación posible y aquéllos que presentan más de un estado de oxidación. Las familias de compuestos binarios son las sales binarias, óxidos metálicos y no metálicos, hidrácidos, hidruros y peróxidos.

En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Sales binarias” y resuelvan el siguiente ejercicio. 1. Escribe la fórmula y el nombre de los compuestos que contienen:

1. zinc y oxígeno R: b) bario y cloro R: c) plata y bromo R:

d) potasio y azufre R:

2. Escribe la fórmula y el nombre de los compuestos formados por:

a) Plomo y cloro (números de oxidación del plomo 2+,4

+, número de oxidación

del cloro 1-).

R:

b) Cobre y oxígeno (números de oxidación del cobre 1+, 2

+).

R:

c) Cromo y oxígeno (número de oxidación del cromo, 2

+,3

+).

R:

d) Níquel y azufre [número de oxidación del Níquel (2+, 3

+) y del azufre (2 )].

226

R:

3. Escribe el número de oxidación de cada elemento así como el nombre del

compuesto correspondiente:

a) KBr R:

b) Al2O3 R:

c) CoCl2 R: d) Ag2O R:

e) PtBr2 R:

f) PtBr4 R:

4. Escribe la fórmula y el nombre del compuesto binario que contiene azufre en

estado de oxidación 6+ y oxígeno.

R:

5. Escribe el nombre de los siguientes compuestos.

a) CO R: .

b) P4O6 R:

c) HCl R:

d) SiO2 R:

e) SO2 R:

3.2.2.1 Sales binarias Las sales son un grupo de compuestos que se clasifican en sales neutras y sales ácidas. A su vez las neutras se dividen en haloides y oxisales. Se estudiarán como sales binarias a las sales neutras haloides formadas por un metal y un no metal.

Para nombrar las sales binarios, primero se nombra el elemento no-metal, al

que se le cambia la terminación a “uro”, seguido por el nombre del elemento

metálico es decir:

227

NaF fluoruro de sodio

ZnCl2 cloruro de zinc

KF fluoruro de potasio

NaCl cloruro de sodio

CaBr2 bromuro de calcio

MgI2 yoduro de magnesio

KBr bromuro de potasio

Mg3N2 nitruro de magnesio Estas sales tienen metales con número de oxidación fijos. Pertenecen a los grupos IA, IIA y a otras familias (Zn

2+, Al

3+, Cd

2+, Ga

3+ y Ag

1+)

Si los compuestos binarios tienen más de un estado de oxidación, se utiliza el

sistema Stock de nomenclatura donde el nombre del metal va seguido de un paréntesis que contiene el número de oxidación expresado con números romanos. Cabe aclarar que el sistema stock, fue aceptado como la nomenclatura oficial, por

la Unión Internacional de Química Pura y aplicada (UIQPA), razón por la cual, dicho método se acepta como el reconocido por este organismo.

El hierro tiene estados de oxidación de 2+ y 3+ y el cloro de 1 , por lo que los compuestos probables son:

Fe2

+ Cl1

FeCl2

Fe3

+ Cl1

FeCl3

y sus nombres en este sistema son: FeCl2 cloruro de fierro (II)

FeCl3 cloruro de fierro(III) Es importante reafirmar que el valor del número romano, se refiere específicamente al número de oxidación del primer elemento. Si lo que deseamos es nombrar los compuestos que resultan al combinar hierro y azufre, realizamos lo siguiente:

El hierro tiene estados de oxidación de 2+ y 3+ y el azufre de 2 , por lo que los compuestos resultantes son:

Fe2

+ S2

FeS

Fe3

+ S2

Fe2S3

228

y sus nombres: FeS sulfuro de fierro (II)

Fe2S3 sulfuro de fierro (III) Otro método utilizado todavía para nombrar los compuestos binarios que presentan estados de oxidación diferentes, consiste en:

Usar la raíz del nombre del metal con la terminación (sufijo) “oso” para el estado

de oxidación menor y la terminación “ico” para el estado de oxidación mayor, por ejemplo: Refiriéndonos a los compuestos obtenidos en el caso anterior, los nombres para

las fórmulas FeCl2 y FeCl3 serán cloruro ferroso y cloruro férrico,

respectivamente, mientras que para las fórmulas FeS y Fe2S3, sulfuro ferroso y

sulfuro férrico. La siguiente tabla muestra las terminaciones oso e ico para algunos metales:

Metal Símbolo No. De oxidación Nombre

Cromo Cr 2+ 3+

Cromoso

Crómico

Manganeso Mn 2+ 3+

Manganoso

Mangánico

Mercurio Hg 1+ 2+

Mercuroso

Mercúrico

Hierro

Fe 2+ 3+

Ferroso

Férrico

Cobre Cu 1+ 2+

Cuproso

Cúprico

Cobalto Co 2+ 3+

Cobaltoso

Cobáltico

Bajo estas condiciones, podemos resumir que cuando se conocen los números de oxidación de los elementos contenidos en un compuesto, es posible deducir su fórmula y su nombre.

En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Luces de bengala” y resuelvan el siguiente ejercicio. 1. ¿Cuáles son las sustancias que forman la pólvora?

229

R. 2. ¿Cuáles son los principales usos que se le han dado a esta mezcla?

R. 3. ¿Cuáles son los compuestos o elementos químicos empleados en la

fabricación de las luces de bengala?

R. 4. ¿A qué se debe el brillo y el efecto sonoro de las luces de bengala?

R.

5. ¿Cuáles son los colores obtenidos con las luces de bengala y qué elementos los producen?

R:

6. Investiga que otro uso tiene el estroncio además de la fabricación de las luces

de bengala.

R:

Lectura No. 36: “Luces de bengala”

El arte de usar las mezclas de productos químicos para producir explosivos es muy antiguo. La pólvora, una mezcla de nitrato de potasio, carbón y azufre, se usaba en China mucho antes del año 1000 a.C. y ha sido empleada durante siglos para explosivos militares y en la fabricación de luces de bengala.

Antes del siglo XIX, las luces de bengala se utilizaban sólo como parte de la industria pirotécnica y en la producción de algunos efectos sonoros. Los colores anaranjado y amarillo que resultan de su combustión, se deben a la presencia de carbono y limaduras de hierro. Sin embargo, debido al gran avance de la química

en el siglo XIX se comenzaron a emplear nuevos compuestos con el propósito de lograr mejores efectos policrómicos. Las sales de cobre, estroncio y bario permitieron añadir colores brillantes, el magnesio y aluminio metálico, producen luz blanca y deslumbrante, pero realmente la composición actual de las luces de bengala ha cambiado muy poco desde el siglo pasado.

230

¿Cómo producen las luces de bengala los colores brillantes y las explosiones sonoras?, en realidad estos efectos se debe a unos cuantos compuestos químicos que se incorporan en su composición. Por ejemplo, para producir el ruido y destellos, se hace reaccionar un oxidante (una sustancia con fuerte afinidad electrónica) con algún metal como magnesio o aluminio mezclado con azufre; la reacción resultante produce un destello brillante debido a la oxidación del aluminio o del magnesio y el ruido o estallido, se debe a la rápida expansión de los gases. Para obtener el efecto de color se incluye un elemento que se oxide con flama coloreada. El color amarillo de las luces de bengala se debe al sodio, las sales de estroncio producen el color rojo, producto que también se utiliza en las luces de seguridad que se emplean en carretera. Las sales de bario producen un color verde. Aunque se podría pensar que la composición química de las luces de bengala es sencilla, para lograr la combinación de los destellos de color blanco, los colores brillantes y efectos sonoros, se requiere realizar complejas combinaciones de elementos. En resumen, para fabricar luces de bengala que produzcan los efectos deseados y que además sean seguras de manejar, es necesario elegir los productos químicos cuidadosamente, debido a que las mezclas químicas de estos compuestos son altamente inflamables.

Lee cuidadosamente la siguiente práctica antes de realizarla, e investiga las reacciones que se llevan a cabo.

Práctica No. 21: “Preparación de sales”

Objetivo: Obtener sales por seis procedimientos.

Teoría: Una sal se considera como resultado de la unión de aniones (iones negativos) con cationes (iones positivos), de tal manera que sus cargas eléctricas se encuentren equilibradas. Cuando se quiere obtener una sal, se pueden seguir distintos procedimientos, como el desplazamiento de hidrógeno de un ácido por un metal, la neutralización de un ácido por un hidróxido y otros procedimientos que veremos en esta práctica. De acuerdo a Arrheius, un ácido es una sustancia que al disolverse en agua libera iones hidrógeno (HCl, H2SO4, etc), mientras que un hidróxido, es la sustancia que libera iones OH

– (NaOH, Ca(OH)2, etc)

Material: Reactivos:

231

3 tubos de ensayo de 15x125 mm Zinc en polvo o granalla Zn 1 pinzas para tubo de ensayo Ácido clorhídrico HCl 1 agitador Óxido de magnesio MgO 1 vaso de precipitados de 100 mL Solución de Hidróxido de Sodio NaOH 0.1N 1 soporte con anillo Solución de ácido clorhídrico HCl 0.1N 1 tela de asbesto Papel tornasol azul y rosa 1 mechero Bunsen Carbonato de calcio CaCO3

1 embudo de tallo corto Solución diluida de cloruro férrico FeCl3 1 cápsula de porcelana Solución diluida de sulfuro de sodio Na2S 1 balanza granataria Solución diluida de cloruro de calcio CaCl2

1 piseta Fenolftaleina 5 pipetas de 10 ml 1 gradilla Papel filtro

Precaución: Al mezclar el Zinc (Zn) con ácido clorhídrico (HCl), no trabajar en presencia de flama alguna.

Realiza cada uno de los experimentos, anotando las observaciones en cada paso.

Desarrollo:

I. Acción de un ácido sobre un metal. 1. Coloca en un tubo de ensayo 0.5 g de zinc (Zn). 2. Agrega lentamente y con cuidado 5 mL de ácido clorhídrico HCl concentrado. 3. Deja que se efectúe la reacción por 5 minutos, si hay residuo de zinc (Zn) que

no reaccionó, sepáralo por filtración. 4. Desecha la mitad del filtrado y el resto evapóralo a sequedad para que

observes la sal sólida que queda en el tubo. Anota tus observaciones y contesta las siguientes preguntas:

Nota: La evaporación se realiza bajo una campana de estracción

Preguntas a) ¿Cuál es la fórmula del ácido? R:

b) ¿Cuál es el nombre y símbolo del metal? R:

c) ¿Cuál es el color y aspecto de la sal formada? R:

d) Completa la reacción:

2HCl + Zn + ácido metal gas sal

232

e) ¿Cuál es el nombre de la sal obtenida? R. f) ¿Cuál es el nombre del gas obtenido? R:

II. Acción de un ácido sobre un óxido.

1. Mezcla en un tubo de ensayo 1 g de óxido de magnesio (MgO) con un poco de

agua destilada. 2. Agrega gota a gota ácido clorhídrico, (HCl) concentrado hasta que se disuelva

el óxido de magnesio, (MgO) 3. Evapora la mitad de la solución y observa la sal. 4. En el recipiente indicado por el profesor, elimina el resto de la solución y

contesta las siguientes preguntas.

Nota: La evaporación se realiza bajo una campana de estracción

Preguntas a) ¿Cuál es el nombre y la fórmula del ácido? R:

b) ¿Cuál es el nombre y fórmula del óxido? R:

c) ¿Cuál es el color y aspecto de la sal obtenida? R:

d) Completa las siguientes reacciones (recuerda que el elemento magnesio, (Mg)

pertenece al grupo IIA de la Tabla periódica)

a) MgO + H2O óxido agua hidróxido

b) Mg(OH)2 + HCl + hidróxido ácido sal agua

e) ¿Cuál es el nombre de la sal obtenida? R:

III. Acción de un ácido sobre un hidróxido.

1. Coloca 10 mL de solución de hidróxido de sodio (NaOH) 0.1 N en una cápsula de porcelana

2. Agrega 5 gotas de fenolftaleína. 3. Agrega gota a gota solución de ácido clorhídrico (HCl) 0.1 N agitando

constantemente hasta que la coloración desaparezca. 4. Elimina la mitad de la solución 5. Evapora el resto de la solución a sequedad en una cápsula de porcelana

233

6. Deja enfriar, observa el residuo.

Preguntas

a) ¿Cuál es el nombre y fórmula del ácido? R: b) ¿Cuál es el nombre y fórmula del hidróxido? R: c) ¿Cuál es el nombre del indicador? R: d) ¿Cuál es el color de la disolución al agregar el indicador? R:

e) ¿Cuál es el color y aspecto de la sal obtenida? R: f) Escribe la reacción g) ¿Cuál es el nombre y al fórmula de la sal obtenida? R:

IV. Acción de un ácido sobre una sal. 1. Coloca un gramo de carbonato de calcio (CaCO3) en un tubo de ensayo y

mézclalo con un poco de agua destilada. 2. Agrega lentamente ácido clorhídrico (HCl) concentrado y describe lo que

observas. 3. Elimina la mitad de esta disolución en el recipiente indicado por el profesor,

evapora a sequedad y contesta las siguientes preguntas:

Preguntas a) ¿Cuál es el nombre y fórmula del ácido? R:

b) ¿Cuál es el nombre y fórmula de la sal utilizada? R:

c) ¿Cuál es el color y aspecto de la sal obtenida? R: .

d) Escribe la reacción:

e) ¿Cuál es el nombre y fórmula de la sal obtenida? R:

V. Acción de una base sobre una sal.

1. Coloca en un tubo de ensayo 3 mL de solución diluida de cloruro férrico,

(FeCl3). 2. Agrega lentamente hidróxido de sodio, (NaOH) 0.1N hasta que no se forme

más precipitado.

234

Preguntas a) ¿Cuál es el nombre y fórmula de la base? R: . b) ¿Cuál es el nombre y fórmula de la sal utilizada? R: c) ¿Cuál es el color y aspecto de la sal obtenida? R: d) Completa la reacción: e) ¿Cuál es el nombre de la sal obtenida? R:

VI. Acción de una sal sobre otra sal.

1. Coloca en un tubo de ensayo 5 mL de solución diluida de sulfuro de sodio

(Na2S). 2. Agrega 3 mL de cloruro de calcio (CaCl2) lentamente hasta que no se forme

más precipitado. 3. Filtra y elimina la mitad del filtrado, la otra mitad evapórala a sequedad y

contesta las siguientes preguntas.

Preguntas a) ¿Cuáles son los nombres de las sales utilizadas? R:

b) Completa la reacción:

Na2S + CaCl2 + sal sal sal sal

c) ¿Cuál es el nombre de las sales obtenidas? R:

d) ¿Cuál de las dos sales obtenidas queda como sólido en el papel filtro?

R:

e) ¿Qué aspecto y color tiene? R:

f) ¿Cuál de las dos sales obtenidas queda como residuo en la cápsula al

evaporar? R:

g) ¿Qué aspecto y color tiene? R:

235

h) Menciona los seis métodos que utilizaste en esta práctica para la obtención de sales:

1 4

2 5

3 6

En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Óxidos metálicos, comunicación y joyería” y contesten las siguientes preguntas. 1. ¿Qué son las fibras ópticas? R: 2. ¿Qué problema tecnológico tuvo que vencerse para fabricar las fibras ópticas?

¿Cómo se logró?

R:

3. ¿Qué aplicaciones tienen las fibras ópticas?

R: 4. ¿Qué usos tiene la alúmina u óxido de aluminio Al2O3

R: 5. ¿Qué gemas produce la alúmina u óxido de aluminio Al2O3 cuando contienen

las siguientes impurezas?

R:

a) Cromo Cr3+

b) Titanio Ti4+

c) Hierro Fe3+

d) Berilio Be2+

6. ¿En qué se emplean los cristales de alúmina Al2O3 muy pequeños o de mala calidad?

R:

236

7. ¿Cuál es una de las propiedades físicas de la alúmina Al2O3 que la hacen tan apreciable?

R:

Lectura No. 37: “Óxidos metálicos, comunicación y joyería” Hace muchos años era un sueño pensar que la comunicación humana pudiera ocurrir a la velocidad de la luz. Hoy, esto es posible gracias a las fibras ópticas, que son cables de óxido de silicio SiO2 con gran pureza. Uno de los problemas tecnológicos que hubo que vencer para fabricar fibras ópticas, fue la eliminación de las impurezas, principalmente los iones cúprico Cu

2+ y ferroso Fe

2+, la manera

de lograrlo, fue mediante la destilación el vidrio. Con fibras ópticas es factible lograr una comunicación más rápida y transmitir una mayor cantidad de información. La siguiente figura muestra un cable de óxido de silicio SiO2.

La alúmina Al2O3 es un compuesto iónico excepcional. En la naturaleza se encuentra como el mineral corundum, al que sólo el diamante supera en dureza. Su alto punto de

fusión (2045 C), poca reactividad química y desde luego, imposibilidad para conducir la corriente eléctrica, lo han hecho muy útil en la producción de abrasivos (como los de las pastas de dientes), agujas de tocadiscos, materiales cerámicos y aislantes eléctricos (como los que se encuentran en las bujías de los automóviles). La siguiente figura muestra el uso de una cerámica hecha de alúmina u óxido de aluminio Al2O3, la cual soporta altas temperaturas.

Cerámica Recientemente se han preparado fibras microcristalinas de este material y están reemplazando a otros aislantes térmicos y eléctricos en aviones, helicópteros y

Cable de fibra óptica (óxido de silicio)

La cerámica de una bujía contiene alúmina

Al2O3.

http://www.innovainst.com/ofr_fiberbench.htm

237

naves espaciales, ya que son iguales de resistentes, con únicamente un tercio de su densidad. Su arreglo cristalino presenta agujeros, los cuales pueden ser ocupados ocasionalmente por otros iones; así, cuando el corundum tiene impurezas de cromo Cr

3+, se tiene un cristal rojo intenso muy valioso llamado rubí; si la

impureza es titanio Ti4+

, lo conocemos como zafiro, de color azul y si se encuentran presentes ambos iones, la gema resultante es la amatista color violeta. El aluminio (Al) también forma estructuras semejantes a las anteriores con el silicio (Si), llamados aluminosilicatos; entre ellas encontramos joyas como el topacio, cuando la impureza es hierro Fe

3+ (que produce una coloración amarilla)

y la espléndida esmeralda con berilio Be2+

. Además de joyería se les usa en la elaboración de cojinetes para relojes donde su dureza es muy apreciada.

En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Óxidos metálicos” y contesten las siguientes preguntas. 1. ¿Cuál es la fórmula química de los siguientes óxidos básicos o metálicos?.

Nombre Fórmula química

Óxido de sodio

Óxido cuproso

Óxido de cobre (II)

Óxido de magnesio

Óxido ferroso

Óxido de hierro (III)

Óxido de calcio

Óxido de aluminio

Óxido de zinc

Óxido de mercurio (I)

2. Escriba en la tabla, el nombre clásico y el aceptado por la UIQPA para las

siguientes fórmulas químicas de óxidos básicos o metálicos?

Fórmula Nomenclatura clásica Nomenclatura UIQPA

Li2O

Cu2O

238

CuO

Al2 O3

CaO

K2O

MgO

FeO

Fe2O3

B2O3

3.2.2.2 Óxidos metálicos El oxígeno es el elemento más abundante sobre la Tierra, se encuentra en la atmósfera en forma de moléculas diatómicas (O2); combinado con el hidrógeno formando el agua, la tierra y las rocas de la corteza terrestre y en muchos productos naturales como el azúcar y las grasas. El oxígeno elemental es un gas incoloro e inodoro que requieren los seres vivos para sus procesos vitales y se obtiene mediante licuefacción de aire y por electrólisis de agua. Se usa como oxidante en la manufactura del acero, en el proceso de soldadura y en la combustión. Se combina con la mayoría de los elementos para formar numerosos compuestos. Forma los iones óxido O

2- y

peróxido (O2)1-

El ion óxido (O

2-) forma compuestos binarios de suma importancia por su

aplicación en las actividades cotidianas del ser humano. Al unirse con metales, forma óxidos básicos, y cuando lo hace con nometales, forma óxidos ácidos o anhídridos. Existen infinidad de óxidos en el mundo que nos rodea, habrás escuchado hablar del dióxido de carbono, el cual se produce como resultado de una combustión, o el mortal monóxido de carbono que se genera en las combustiones incompletas. Habrás sido testigo también del fenómeno de la corrosión del hierro, el cual se produce por la reacción del metal con el oxígeno atmosférico formando Fe2O3. Como podrás darte cuenta, los óxidos son compuestos de gran importancia en el estudio de la química, de ahí la necesidad de conocer la forma en que se nombran. La nomenclatura de óxidos básicos o metálicos, se pueden desarrollar de dos maneras:

1. Nomenclatura clásica: Se menciona la palabra genérica óxido, más el nombre del metal y la terminación oso para el de menor número de oxidación e ico para el mayor, según sea el caso.

239

2. Nomenclatura de la UIQPA: Se menciona la palabra genérica óxido, más el nombre del metal y su número de oxidación con números romanos y entre paréntesis (cuando el metal tenga más de un número de oxidación).

Ejemplos:

Fórmula Nomenclatura clásica Nomenclatura UIQPA

Na2O Óxido de sodio u óxido sódico óxido de sodio

FeO Óxido ferroso óxido de hierro (II) Fe2O3 Óxido férrico óxido de hierro (III) Hg2O Óxido mercuroso óxido de mercurio (I) HgO Óxido mercúrico óxido de mercurio (II) MgO Óxido de magnesio óxido de magnesio

Lee cuidadosamente la siguiente práctica antes de realizarla.

Práctica No. 22: “Obtención de óxidos”.

Objetivo: Obtención práctica de un óxido característico de algunos grupos de la tabla periódica, así como la comprobación de algunas de sus propiedades químicas.

Teoría: Un óxido es un compuesto binario en el cuál el oxígeno puede ser combinado con los metales o los no metales. En el primer caso, se forman los óxidos básicos o metálicos, mientras que en el segundo, se forman os óxidos ácidos o anhídridos. Propiedades: Cuando un óxido básico reacciona con el agua se obtiene un hidróxido.

Material: Reactivos:

1 soporte con anillo Nitrito de sodio NaNO2

1 mechero Bunsen Sodio metálico Na 1 tela de asbesto Gotero con fenolftaleína. 1 cápsula de porcelana Nitrato de bario Ba(NO3)2 1 agitador Ácido sulfúrico H2SO4 2 tubos de 15X125mm Nitrato cúprico Cu(NO3)2 1 pinzas para tubo Sulfato cúprico CuSO4 3 tubos de ensayo de 25X200mm Sulfato de sodio Na2SO4 2 espátulas Carbonato de sodio Na2CO3 1 piseta Sulfato de aluminio Al2(SO4)3

240

1 pipeta de 10 mL Hidróxido de amonio NH4OH 1 gradilla

Desarrollo de la práctica: Realiza cada uno de los experimentos, anotando las observaciones en cada paso.

I . Óxidos del grupo I. 1. En una cápsula de porcelana agrega un poco de nitrito de sodio NaNO2 y un

poco de sodio metálico Na .

2. Calienta la mezcla con cuidado. (El sodio Na se funde y reacciona con el nitrito NO2

1- produciendo una luz amarilla.)

3. Toma una parte del sólido formado y agrégalo a un tubo de ensayo con 2 mL de agua.

4. Calienta suavemente. 5. A la porción de la cápsula agrégale una gota de fenolftaleína.

Preguntas:

a) El óxido de sodio Na2O que se forma ¿es un óxido metálico o no metálico?

¿cuál es su color?

R:

b) Parte del sodio reacciona con el oxígeno formando otro óxido, ¿Cuál es su nombre?

R:

c) Al calentar el óxido de sodio Na2O con agua ¿qué le sucede?

R: d) Al agregar la fenolftaleína al contenido de la cápsula, ¿qué color toma?

R:

II . Óxidos del grupo II.

1. En un tubo de ensayo coloca un poco de nitrato de bario Ba(NO3)2 y calienta

fuerte. 2. Cuando termine de reaccionar saca un poco de residuo.

241

3. Colócalo dentro de un tubo de ensayo limpio. 4. Añade 2 mL de agua H2O. 5. Añade unas gotas de ácido sulfúrico H2SO4. 6. Al residuo de la cápsula agrega una gota de fenolftaleína.

Preguntas: a) Al calentar el nitrato de bario Ba(NO3)2, ¿qué sustancia se forma?

R: b) Al agregar el agua H2O al óxido de bario, BaO ¿qué sustancia se forma?

R: c) ¿Qué sustancia (indicador) se usó para identificar el hidróxido de bario

Ba(OH)2? ¿Qué color tomó ésta?

R: d) ¿Qué sustancia se forma al agregar el ácido sulfúrico H2SO4 al hidróxido de

bario Ba(OH)2? y ¿Cuál es el color de ésta sustancia

R:

III . Óxidos de elementos de transición.

1. En una cápsula coloca 0.5 g de nitrato cúprico Cu(NO3)2 y calienta. Observa. 2. A un tubo de ensayo agrégale 0.5 g de sulfato cúprico CuSO4, 0.5 g de sulfito

de sodio Na2SO3 y 0.5 g de carbonato de sodio Na2CO3 y mézclalos bien. 3. Agrega 2 mL de agua H2O y calienta lentamente.

Preguntas: a) Al calentar el nitrato cúprico Cu(NO3)2 ¿Qué sustancia se obtiene?

R: b) Al reaccionar la mezcla de sulfato cúprico CuSO4, sulfito de sodio Na2SO3y

carbonato de sodio Na2CO3, ¿Cuáles óxidos se forman?

R:

IV. Óxidos del grupo III.

242

1. A un tubo de ensayo agrega 0.5 g de sulfato de aluminio Al2(SO4)3 calienta

fuerte. 2. Ya que el tubo esté frío agrega lentamente unas gotas de hidróxido de amonio

NH4OH.

Preguntas:

a) ¿Qué sustancia se forma al calentar el sulfato de aluminio Al2(SO4)3?

R: b) ¿Qué sustancia se forma al agregar hidróxido de amonio NH4OH al óxido de

aluminio, Al2O3?

R:

En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Dióxido de carbono y la vida” y “El dióxido de carbono y el efecto invernadero” y contesten las siguientes preguntas. 1. ¿A partir de qué compuestos, las plantas elaboran sus azúcares y almidones

durante la fotosíntesis?

R: 2. ¿Qué porcentaje de la atmósfera está constituida por dióxido de carbono,

CO2?

R: 3. ¿Cuáles son las fuentes de donde se obtiene el dióxido de carbono, CO2?

R: 4. ¿En qué consiste el efecto de invernadero?

R:

5. ¿Cuáles son los gases que pueden producir el efecto de invernadero además del dióxido de carbono, CO2?

R:

243

6. ¿Qué actividades humanas tienden a aumentar el dióxido de carbono CO2, en

la atmósfera?

R: 7. ¿En qué porcentaje está aumentando anualmente el dióxido de carbono CO2,

en la atmósfera?

R: 8. ¿Qué cambios se esperan en la tierra como consecuencia del efecto

invernadero?

R:

Lectura No. 38: “Dióxido de carbono y la vida” El dióxido de carbono gaseoso CO2 es el “alimento” principal del reino vegetal; a partir de él, las plantas elaboran sus azúcares (glucosa) y almidones con la ayuda de la luz y la clorofila en un proceso conocido como fotosíntesis, resumido en las siguientes ecuaciones químicas:

dióxido de carbono agua glucosa oxígeno

glucosa almidón agua

A partir de glucosa y almidón básicos, se forman muchos productos vegetales que son fuente de alimento para los animales; al mismo tiempo se mantiene un nivel apropiado de dióxido de carbono en la atmósfera. Este ciclo de dióxido de carbono CO2 no sólo permite que exista la vida, sino que también explica la formación en épocas pasadas de los yacimientos de carbón y petróleo, puesto que éstos son principalmente residuos de materiales formados mediante procesos fotosintéticos El dióxido de carbono CO2 se forma siempre que se queman combustibles que contienen carbono C, y durante la descomposición de la materia orgánica y los procesos de fermentaciones. El aire exhalado contiene cien veces más dióxido de carbono, CO2 que cuando fue inhalado y la respiración de todos los seres vivos

6 CO2 + 6 H2O C6H12O6 + 6O2

nC6H12O6 (C6H10O5)n + nH2O

244

produce este gas. Los carbonatos metálicos y los carbonatos hidrogenados de la corteza terrestre, contienen grandes cantidades de dióxido de carbono. A pesar de la gran importancia del dióxido de carbono CO2, éste forma únicamente el 0.03% del aire.

Lectura No. 39: “El dióxido de carbono y el efecto invernadero”. Si alguna vez has estado en un invernadero, habrás notado las diferencias de temperaturas que existen en el interior y exterior del mismo, de igual forma si entras en un coche que haya estado parado durante cierto tiempo bajo el sol, con las ventanas cerradas, observarás el aumento de calor; debido a la energía solar, en forma de radiaciones ultravioleta visibles que pasan a través del vidrio y son absorbidos por los objetos dentro del invernadero o del coche.

Cuando el interior absorbe la radiación, ésta se convierte en calor, el cual no puede salir y entonces tiende a concentrarse en el interior, esto se le conoce como efecto invernadero. El dióxido de carbono CO2 en la atmósfera actúa de la

misma forma que el vidrio en un coche, la energía luminosa ultravioleta y visible que llega a la tierra es capaz de atravesar la atmósfera; pero después de que es absorbida por la Tierra y desprendida como energía infrarroja o calorífica, la absorbe el dióxido de carbono, CO2, calentando de esta forma la atmósfera. El vapor de agua y las nubes junto con el dióxido de carbono CO2, contribuyen al efecto invernadero y como el dióxido de carbono es un producto de la combustión, existe preocupación por la constante combustión de hidrocarburos e incremento del dióxido de carbono en la atmósfera, volviéndola más caliente, corriendo el riesgo de tener efectos nocivos. Hay ciertos gases en la atmósfera que se comportan como el vidrio de un automóvil, permiten que la luz solar entre, pero impiden que se escape el calor de la Tierra al espacio, estos gases son el bióxido de carbono, metano, cloroflurocarbonos (CFC) y óxidos nitrosos. El más importante de los gases invernaderos es el bióxido de carbono (CO2).

245

El dióxido de carbono CO2 y otros gases emitidos a la atmósfera impiden que el calor salga al exterior, provocando el recalentamiento global.

Estos gases también son emitidos por fenómenos naturales, tales como las erupciones provocadas recientemente por el volcán Popocatépetl.

¿Cómo contribuyen las actividades humanas a aumentar el nivel de dióxido de carbono CO2 en la atmósfera? Se cree que entre la mitad y los dos tercios del efecto invernadero creciente se debe a los niveles excesivos de dióxido de carbono en la atmósfera; el CO2 atmosférico ha aumentado 25% desde el siglo pasado y el aumento desde el año 1958 es aproximadamente 10%. Actualmente, el nivel de CO2 atmosférico está aumentando en promedio 0.4% anual. Los seres humanos aumentamos el nivel de CO2 en la atmósfera, básicamente por el uso de combustibles, estimando que las tres cuartas partes de las emisiones son de estos productos. La emisión del otro cuarto de CO2 se debe a la destrucción de los bosques y llanuras. ¿Qué cambios se esperan como resultado del recalentamiento global? Al aumentar la concentración del dióxido de carbono CO2 en la atmósfera, la temperatura aumentará originando otros cambios climáticos como:

La temperatura media del aire de la superficie terrestre aumentará de 1.5 a 4.5 ºC.

Se cree que el nivel de los océanos va a subir unos 20 centímetros para el año

2030 y 65 centímetros para el fin del siglo XXI.

La lluvia y tal vez la nieve aumentarán en algunas regiones, mientras en otras, pueden experimentar una reducción.

Es posible que algunas porciones de los casquetes polares del Polo Norte y del Polo Sur se fundan.

Estos efectos, a su vez, pueden causar cambios en la vegetación, especialmente en el tipo de productos que se pueden cultivar con éxito en las diferentes áreas geográficas. Como consecuencia de lo anterior, las costas sufrirían inundaciones a causa del nivel del mar.

246

En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Óxidos no metálicos y smog fotoquímico” y contesten las siguientes preguntas. 1. ¿De dónde proviene la palabra “smog?”

R.

2. ¿De qué otro modo podría llamársele al smog?

R. 3. ¿Cuáles son los componentes del smog fotoquímico?

R. 4. ¿Por qué se llama así al smog fotoquímico?

R. 5. ¿Qué es el ozono?

R. 6. ¿Qué efectos producen una alta concentración atmosférica del ozono en

nuestro organismo?

R. 7. ¿Qué sustancias propician la acumulación de ozono O3 en la atmósfera?

R.

8. ¿A qué se debe el color del smog?

R. 9. ¿Qué medidas pueden tomarse para reducir el smog fotoquímico?

R.

247

Lectura No. 40: “Óxidos no metálicos y smog fotoquímico”

La palabra “smog” es el resultado de la fusión de dos vocablos del inglés: smoke (humo) y fog (niebla), así que podríamos llamarle mezcla de niebla y humo, o smog, como normalmente le llamamos.

Se sabe hoy que en algunas grandes ciudades, como México y Los Ángeles, la presencia de millones de vehículos y la luz del sol provocan uno de los más graves problemas de polución atmosférica; la mala afinación de los vehículos provoca la formación del tóxico monóxido de carbono, CO, por la combustión incompleta de la gasolina, además, la alta temperatura que se alcanza

dentro del pistón promueve la reacción de oxidación del nitrógeno que entra con el aire al motor.

Dado que pueden formarse otros óxidos del nitrógeno diferentes del monóxido de nitrógeno NO, ya sea durante la combustión o por oxidación posterior en la atmósfera. A estos compuestos se acostumbra denotarlos con el símbolo NOx. A la atmósfera llegan hidrocarburos (HC), que completan el cuadro de “componentes” con los que se inicia el smog fotoquímico. Se llama así, porque la luz del Sol desencadena una serie de reacciones que promueven la formación de ozono, 03, un alótropo del oxígeno mucho más oxidante que el 02 y que produce irritación en los ojos y en el aparato respiratorio, al crecer su concentración en el aire. El ozono O3 se crea y se destruye en la atmósfera mediante un ciclo de reacciones con el oxígeno 02 y los óxidos de nitrógeno NOX como se ilustra a continuación. Se ha colocado un puntito en el átomo de oxígeno para señalar que tiene electrones libres que lo hacen muy reactivo:

NO2 + luz NO + O

O + O2 O3

O3 + NO NO2 + O2 Según este conjunto de reacciones, el ozono O3 no tendría por qué acumularse en la atmósfera, sin embargo, la presencia de hidrocarburos intervienen con la tercera parte de estas reacciones.

N2 + O2 2 NO

248

Los hidrocarburos se oxidan debido a otra reacción fotoquímica con lo que se producen radicales peróxido muy reactivos, (R-O-O) los cuales atrapan al monóxido de nitrógeno NO, mediante la siguiente reacción.

R O O + NO NO2 + R O

Así, el ozono O3 no desaparece, pues no ocurre la tercera reacción del ciclo, además, se produce dióxido de nitrógeno NO2 adicional que generará más ozono O3, por si fuera poco, los radicales peróxido también reaccionan con el dióxido de nitrógeno NO2 para formar nitratos de peroxiácido NPA, sustancias muy irritantes a las que se debe el color entre rojizo y café tan desagradable del smog. Las medidas que pueden tomarse para reducir el smog fotoquímico son: Reducir la salida de hidrocarburos hacia la atmósfera. Comprobar que los tapones de gasolina sellen bien. Tomar en cuenta las sugerencias del programa de verificación vehicular. No usar gasolina para limpiar manchas.

En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Óxidos no metálicos, anhídridos u óxidos ácidos” y completen las siguientes tablas utilizando los diferentes tipos de nomeclatura. 1.

Fórmula Química Nombre(s)

SO2

P2O3

P2O5

I2O

Cl2O3

Br2O5

I2O7

CO

CO2

SO2

SO3

2.

249

Nombre Fórmula química

Monóxido de carbono ó Anhídrido carbonoso

Trióxido de azufre ó Anhídrido sulfúrico

Dióxido de azufre o Anhídrido sulfuroso

Monóxido de dicloro o Anhídrido hipocloroso

Trióxido de dicloro o Anhídrido cloroso

Pentóxido de dicloro o Anhídrido clórico

Heptóxido de dicloro o Anhídrido perclórico

Trióxido de dinitrógeno o Anhídrido nitroso

Pentóxido de dinitrógeno o Anhídrido nítrico

3.2.2.3 Óxidos no metálicos, anhídridos u óxidos ácidos. La combinación de los no metales con el oxígeno forma óxidos no metálicos, anhídridos u óxidos ácidos. Ejemplos:

S + O2 SO2 anhídrido sulfuroso

C + O2 CO2 anhídrido carbónico

2S + 3O2 2SO3 anhídrido sulfúrico

2CI2 + 7O2 2CI2O7 anhídrido perclórico Estos compuestos se pueden nombrar de dos maneras diferentes: 1. La nomenclatura de acuerdo a la UIQPA establece que los óxidos ácidos, se

nombran escribiendo primero la palabra óxido, seguido del nombre del no metal con su número de oxidación entre paréntesis, con números romanos.

Ejemplos:

4+ 2-

SO2 óxido de azufre (IV) 4+ 2-

CO2 óxido de carbono (IV) 6+ 2-

SO3 óxido de azufre (VI) 7+ 2-

Cl2O7 óxido de cloro (VII) 2. La palabra anhídrido, seguida de la raíz del elemento no metálico y la

terminación o sufijo oso o ico según el número de oxidación del no-metal, ejemplos:

Fórmula Función Raíz no-metal Terminación oso - ico

N2O3 Anhídrido Nitr oso

N2O5 Anhídrido Nitr ico

250

En caso de que los elementos, no metálicos tengan más de dos números de oxidación, se menciona la palabra anhídrido, seguida de la raíz del no metal y el prefijo hipo cuando actúa con el menor número de oxidación y per si actúa con el número de oxidación mayor; además de los sufijos oso e ico.

No. de

Oxidación

Fórmula Función Química Prefijo Raíz del

no metal

Sufijo

Cl1+

Cl2O Anhídrido Hipo clor oso

Cl3+

Cl2O Anhídrido clor oso

Cl5+

Cl2O5 Anhídrido clór ico

Cl7+

Cl2O7 Anhídrido Per clór ico

3. Según el número de oxígenos que tenga el óxido ácido, a la palabra óxido se

antepone el prefijo que indique el número de oxígenos que tengan el compuesto, la preposición de y finalmente el nombre del no-metal, es decir:

Compuesto Prefijo Función

química

Nombre del

no-metal

CO Mono óxido de carbono

CO2 Di óxido de carbono

SO3 Tri óxido de azufre

Cuando el óxido ácido tenga más de un átomo del no metal, se nombrarán utilizando los prefijos en el nombre del metal, que indiquen el número de veces que esté presente en la fórmula. Ejemplos:

Fómula Prefijo Función Prefijo no metal

Cl2O3 tri óxido de di cloro

P2O5 pent óxido de di fósforo

Lee cuidadosamente la siguiente práctica antes de realizarla.

Práctica No. 23: “Óxidos no metálicos”

Objetivo: El alumno identificará algunos de los óxidos no metálicos ó anhídridos a partir de una serie de sustancias dadas.

251

Teoría: El nitrógeno y el oxígeno diatómicos están presentes en la atmósfera como componentes del aire. El ozono que es una molécula triatómica se encuentra en la atmósfera protegiendo a los seres vivos de las radiaciones de los rayos ultravioleta. El ozono se forma y destruye naturalmente por reacciones entre el oxígeno y los óxidos de nitrógeno, mediante las siguientes reacciones:

NO2 + luz O + NO

O + O2 O3

O3 + NO NO2 + O2 Pero cuando los óxidos de nitrógeno emitidos en el proceso de combustión de los autos, reaccionan con la luz solar, produce ozono que perjudica la salud humana y vegetación. En esta práctica se obtendrán tres óxidos de este tipo, dos del grupo V: el óxido

nitroso NO2 y el monóxido de nitrógeno NO y del grupo VI: el anhídrido sulfuroso SO2.

Material: Reactivos: 4 tubos de ensayo Papel Tornasol azul 1 tapón con tubo de Ácido nítrico (HNO3), concentrado y al 50% desprendimiento Solución diluida de sulfato ferroso FeSO4 1 gradilla Trozos de alambre de cobre 1 mechero de Bunsen 1 tapón monohoradado 1 pipeta de 5 mL 1 pinzas para tubo

Desarrollo de la práctica.

3. Obtención de óxidos del grupo V.

Óxido nitroso NO2. 1. En un tubo de ensayo deposita un trozo pequeño de alambre de cobre. 2. Añade 0.5 mL. de ácido nítrico concentrado HNO3. Observa y anota.

Monóxido de nitrógeno NO. 1. En un tubo de ensayo grande deposita un trozo pequeño de alambre de

cobre. 2. Agrega 3 mL. de ácido nítrico al 50% y tapa el tubo con un tapón

monohoradado y un tubo de desprendimiento.

252

3. Coloca el tubo de desprendimiento dentro de un tubo de ensayo que contenga 3 mL. de sulfato ferroso diluido FeSO4. Observa y anota.

Preguntas a) ¿Qué óxido se obtiene al reaccionar el cobre con el ácido nítrico?

R: b) ¿Cuál es el color de la solución?

R: c) ¿De qué color es el gas que se desprende?

R: d) ¿Qué óxido se produce al reaccionar el ácido nítrico al 50% con el sulfato

ferroso FeSO4?

R:

4. Obtención de óxidos del grupo VI.

Anhídrido sulfuroso SO2.

1. En un tubo de ensayo coloca un trozo pequeño de alambre de cobre y

agrega poco a poco 1 mL de ácido sulfúrico H2SO4 concentrado. 2. Calienta, teniendo cuidado de que no se ponga negro. Observa y anota. 3. Toma una tira de papel tornasol azul humedecido, acércala a la boca del tubo,

observa y anota.

Preguntas

a) ¿De qué color son los gases que se desprenden al agregar ácido sulfúrico H2SO4 al cobre?

R:

b) ¿A qué color cambia el papel tornasol azul al acercarlo a la boca del tubo?

R:

c) ¿Por qué?

R:

253

En equipos de 4 estudiantes lean “El Ácido Clorhídrico HCl y sus usos” y contesten las siguientes preguntas. 1. ¿Cómo preparaban los alquimistas el ácido clorhídrico HCl?

R: 2. ¿En qué productos de uso cotidiano se emplea el ácido clorhídrico?

R: 3. ¿Qué usos tiene el ácido clorhídrico en la joyería?

R:

Lectura No. 41: “El ácido clorhídrico y sus usos” El ácido clorhídrico HCl es el compuesto halogenado preparado más importante que se ha conocido. Desde hace mucho tiempo, los alquimistas lo preparaban haciendo reaccionar el ácido sulfúrico sobre la sal. Llamado en el hogar ácido muriático, el ácido clorhídrico es utilizado para remover el sarro (sales) en los baños y otros lugares donde se acumula. El ácido clorhídrico HCl es un ácido fuerte que reacciona fácilmente con los metales que están arriba del hidrógeno en la serie electromotriz, para formar hidrógeno:

El ácido neutraliza a las bases: NaOH + HCl NaCl + H2O Y al igual que otros ácidos, reacciona con los indicadores:

HCl + Ind Hlnd + Cl

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

254

en donde Hlnd e Ind son las diferentes formas del indicador que tienen color diferente.

Usos: El ácido clorhídrico HCl se utiliza como un reactivo de laboratorio para pruebas y análisis. También se usa en la preparación de la grenetina y pegamento a partir de los tendones de los animales en donde se agrega una pequeña cantidad de ácido clorhídrico al agua, en la cual se calientan los tendones. En la preparación de jarabe glucosado por hidrólisis del almidón, donde el agua actúa como catalizador. El ácido clorhídrico HCl interviene en la digestión de los alimentos del humano. Además, en joyería para eliminar óxidos de los metales, un procedimiento que debe efectuarse antes del plateado de un metal, es lo que se conoce con el nombre de "decapado", un sustituto más barato para el decapado es el ácido sulfúrico, pero se prefiere el ácido clorhídrico debido a que el ácido sulfúrico forma sulfatos insolubles.

En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Hidrácidos” y completen las siguientes tablas. 1.

Nombre común Nombre UIQPA Fórmula química

Ácido clorhídrico Ácido fluorhídrico Ácido bromhídrico Ácido sulfhídrico Ácido yodhídrico

2.

Fórmula Nombre

HBr

HI

HF HCl H2S

255

3.2.2.4 Hidrácidos. Todos los hidrácidos se generan con el hidrógeno y un no-metal, por lo tanto, su nombre se obtiene anteponiendo la palabra ácido, seguida del nombre del no metal y la terminación hídrico es decir:

Nomenclatura de la UIQPA En condiciones normales de presión y temperatura, estos hidruros son gases y para nombrarlos se escribe el prefijo del no-metal con la terminación uro seguida de las palabras “de hidrógeno”, es decir:

Fórmula nombre HF fluoruro de hidrógeno HCI cloruro de hidrógeno HBr bromuro de hidrógeno HI ioduro de hidrógeno H2S sulfuro de hidrógeno

Nomenclatura trivial clásica

Fórmula nombre HF ácido fluorhídrico HCl ácido clorhídrico HBr ácido bromhídrico

HI ácido iodhídrico H2S ácido sulfhídrico

En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Hidruros” y completen las siguientes tablas: 1.

Nombre Fórmula

Hidruro de sodio Hidruro de potasio Hidruro de calcio Hidruro de bario Hidruro de titanio Hidruro de hierro (III) Hidruro de germanio Hidruro de fósforo (III) Hidruro de bromo

256

Hidruro de azufre

2.

Fórmula Nombre

LiH NaH BaH2 AlH3 TiH2 PH3 SiH4

3.2.2.5 Hidruros. Los hidruros son compuestos binarios que resultan de la combinación del hidrógeno con los metales y metaloides. En términos de nomenclatura se asocia el hidrógeno con los no metales y se les da también el nombre de hidruros, como el amoniaco NH3 o hidruro de nitrógeno (III) Los metales y metaloides son menos electronegativos que el hidrógeno y para

formar el Ion hidruro H , éste gana un electrón, actuando como no-metal, por lo que se escribe al final en la fórmula química. Por ejemplo:

Para nombrar a los hidruros, se menciona la palabra hidruro seguida de la preposición “de” y por último el nombre del elemento que se combina con el hidrógeno. Si el elemento metálico o metaloide presenta varios números de oxidación, éste se indica entre paréntesis con números romanos Ejemplo:

LiH Hidruro de litio

NaH Hidruro de sodio

BaH2 Hidruro de bario

CaH2 Hidruro de calcio

SrH2 Hidruro de estroncio

AlH3 Hidruro de aluminio

TiH2 Hidruro de titanio

PH3 Hidruro de fósforo (III) SiH4 Hidruro de silicio

FeH3 Hidruro de hierro (III)

LiH, NaH, BaH2, CaH2, SrH2, PH3, SiH4

257

En la fórmula de los hidruros, se escribe primero el símbolo del metal y/o metaloide seguido del símbolo del hidrógeno con un subíndice que depende de la valencia del elemento con el que se combina el hidrógeno. Ejemplo:

Hidruro de sodio Na+1

H1 NaH

Hidruro de calcio Ca2+

H1 CaH2

Hidruro de nitrógeno N3+

H1 NH3

Hidruro de antimonio (III) Sb3+

H1 SbH3

En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Peróxidos” y completen las siguientes tablas. 1.

Nombre Fórmula

Peróxido de bario Peróxido de potasio Peróxido de litio

2.

Fórmula Nombre

CaO2 Na2O2 SrO2

3.2.2.6 Peróxidos. Algunos metales muy activos como el Na, Ca, Sr y Ba reaccionan con el oxígeno formando peróxidos, estos compuestos tienen un átomo más de oxígeno que los óxidos ordinarios por ejemplo:

Nombre Fórmula Fórmula Nombre

Óxido de sodio Na2O Na2O2 Peróxido de sodio

Óxido de potasio K2O K2O2 Peróxido de potasio

Óxido de calcio CaO CaO2 Peróxido de calcio

Óxido de bario BaO BaO2 Peróxido de bario

258

Estos compuestos son los únicos en los cuales el oxígeno actúa con valencia –1,

por lo tanto, para nombrarlos se antepone el prefijo “per” al nombre del óxido correspondiente. Ejemplo:

Fórmula Nombre

Na2O2 Peróxido de sodio

BaO2 Peróxido de bario

K2O2 Peróxido de potasio

3.2.3 Compuestos ternarios

Los compuestos ternarios son sustancias químicas formadas por tres clases distintas de átomos, por ejemplo:

Fórmula Átomos

NaOH Na, O, H

Ca(OH)2 Ca O, H

HNO3 H, N, O

H2SO4 H, S, O

Ba(NO3)2 Ba, N, O

Al(OH)3 Al, H, O

Entre los compuestos ternarios tenemos sustancias tan importantes como los

hidróxidos, los oxiácidos y las oxisales neutras.

En equipos de 4 estudiantes lean el tema “La salud y el hidróxido de aluminio” y contesten la siguiente pregunta. 1. ¿Qué elemento se ha encontrado en la patología de Alzheimer?.

R:

Lectura 42: “La salud y el hidróxido de aluminio”

259

El aluminio es el tercer elemento más abundante en la Tierra, después del oxígeno y el silicio. Una gran variedad de antiácidos contienen compuestos de aluminio. El hidróxido de aluminio y el de magnesio neutralizan el ácido clorhídrico del estómago, efectuándose la siguiente reacción:

Al(OH)3 + 3 HCI AlCl3 + 3 H20 Aún no se sabe con certeza si los iones aluminio que introducimos al organismo como antiácido pueden ser perjudiciales por dos razones: - Es posible que hagan bajar la concentración de fosfatos en el cuerpo, ya que

al reaccionar con este anión para formar un sólido insoluble que se excreta, el fosfato de aluminio.

Al3+

+ PO43

AlPO4 - Se han encontrado cantidades inusitadamente altas de aluminio en las células

cerebrales de pacientes con el mal de Alzheimer, una enfermedad degenerativa mortal que causa pérdida de memoria y deterioro neurológico, no se sabe si el aluminio produce el mal o si se acumula allí como resultado del padecimiento.

En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Hidróxidos” y completen las tablas siguientes. 1.

Nombre Formula química

Hidróxido de potasio Hidróxido de litio Hidróxido de calcio Hidróxido de bario Hidróxido de aluminio

Hidróxido de hierro (II)

Hidróxido de hierro (III)

Hidróxido de cobre (I)

Hidróxido de cobre (II)

Hidróxido plumboso

260

2.

Fórmula Nomenclatura clásica Nomenclatura UIQPA

NaOH Ca(OH)2 Al(OH)3 Fe(OH)2 Fe(OH)3 CuOH Cu(OH)2 Pb(OH)2 Pb(OH)4 Ni(OH)2

3.2.3.1 Hidróxidos

Los hidróxidos son compuestos cuyo ion principal es el OH . Estos compuestos se nombran con la palabra genérica hidróxido, seguida de la preposición “de” y del nombre del metal o radical electropositivo, según el número de oxidación. El nombre del metal llevará la terminación oso (menor número de oxidación) o ico (mayor número o único número de oxidación). Ejemplos:

Fórmula Función Metal

NaOH Hidróxido de sodio

CuOH Hidróxido cuproso

Cu(OH)2 Hidróxido cúprico

Para nombrar los compuestos de acuerdo al sistema UIQPA (Stock), se nombra la función química hidróxido, seguida de la preposición “de”, luego se agrega el nombre del metal y finalmente se escribe el número que corresponde a su grado de oxidación (si éste fuese variable), el cual se escribe con números romanos y entre paréntesis, ejemplo:

Compuesto Función Metal Número de oxidación

Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II) Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III)

261

En equipos de 4 estudiantes lean el tema “La lluvia ácida, problema internacional” y contesten las siguientes preguntas. 1. ¿Por qué ha sido mayor el efecto de la lluvia ácida desde la segunda mitad de

nuestro siglo en adelante?

R: 2. ¿Cuáles fueron los indicios que permitieron detectar la existencia de la lluvia

ácida?

R:

3. ¿Cómo se origina la lluvia ácida?

R:

4. ¿Porqué se considera la “lluvia ácida un problema internacional”?

R:

Lectura No. 43: “La lluvia ácida, problema internacional” En el caso del azufre, otro elemento biogenésico (que produce vida), el ciclo arranca del elemento situado en la corteza terrestre. De modo natural, en los ciclos del nitrógeno y del azufre se forman primero óxidos, después ácidos y finalmente sales que absorben las plantas por sus raíces; durante los procesos químicos que se dan en ellas, estas sales se transforman en aminoácidos, que en la fotosíntesis producen las proteínas, moléculas vitales mucho más complejas, grandes y pesadas que las modestas moléculas de óxidos formados al principio de la cadena.

Cada vez que llueve en este planeta, las plantas y los animales que en él habitamos, hemos recibido una ducha de ácidos fuertes como el nítrico y el sulfúrico, sin embargo, eso no nos había afectado mucho hasta la segunda mitad de nuestro siglo,

262

porque esos ácidos quedaban diluidos en sus moléculas en la gran cantidad de agua de lluvia que los disolvía al caer, pero con la creciente industrialización y la expansión del uso de automóviles cuya gasolina contiene azufre como contaminante, que al quemarse en la cámara de combustión, ésta alcanza la temperatura suficiente para producir los anhídridos nítrico y sulfúrico. La cantidad de óxidos de nitrógeno y azufre en la atmósfera se elevó rápidamente a partir de los años cincuenta y con ellos, la de los ácidos nítrico y sulfúrico. Al principio no nos dimos cuenta, pero cuando los bosques aledaños al D. F. empezaron a languidecer y morir; cuando las estatuas de granito y obras de arte, colocadas en la vía pública empezaron a mostrar señales de corrosión en ciudades como Florencia y Venecia, empezamos a alarmarnos. La lluvia ácida, verdaderamente ácida, había llegado para quedarse hasta este momento entre nosotros. En la actualidad, la lluvia ácida tiene consecuencias no sólo en los seres vivos, sino en la economía y aun entre las relaciones políticas entre los países; la lluvia ácida es algo que se exporta y se importa, sin que las aduanas puedan cobrarle impuesto, por ejemplo, en Inglaterra se producen contaminantes atmosféricos que generan lluvia ácida que cae sobre los países del continente europeo más próximos como: Dinamarca, Suecia, Noruega y Francia, en este caso "el que la hace no es el mismo que el que la paga". Los países mencionados, a su vez generan una lluvia ácida que no cae en su territorio, sino en el de los vecinos, lo que al parecer nivela las cosas, pero ¿qué ocurre si las cantidades de lluvia ácida que caen en su territorio son mayores que la que generan para sus vecinos?, eso es lo que pasa en la realidad y en el caso de la insular Inglaterra, separada del continente, ocurre que exporta mayor cantidad de lluvia ácida de la que importa; algunos vecinos como Dinamarca ya le han presentado factura de cobro pero es difícil que lleguen a cobrar, en efecto, no existe antecedente legal alguno que permita hacer prosperar esta demanda en los tribunales ni existe en la actualidad un foro internacional donde pueda ser entendida la justicia de los reclamos de países víctimas de la fuerza de otros en cuanto a esta dañina "exportación". Este es un caso más en el que el estudio de las moléculas y sus propiedades adquiere importancia económica y política y un claro ejemplo de cómo los fenómenos químicos no pueden ser objeto exclusivo del interés de los químicos.

Lee cuidadosamente la siguiente práctica antes de realizarla e investiga los nombres de los compuestos que intervienen en la reacción que se explica en la parte teórica de la misma.

Práctica No. 24: “La lluvia que marchita”.

263

Objetivo: Observar los efectos de la lluvia ácida en la vegetación.

Teoría: La lluvia ácida proviene de fuentes naturales y de actividades realizadas por el hombre, llamada también “depósito húmedo”, la cual se produce cuando los compuestos ácidos en el aire se combinan con el agua y llegan a la superficie terrestre por medio de la lluvia o la nieve. La reacción que se presenta en este fenómeno es:

NaNO2 + H2SO4 HNO2 + Na2SO4 + H2O

Material: Reactivos:

2 bolsas grandes de plástico transparente Nitrito de sodio NaNO2 1 cinta adhesiva Ácido sulfúrico(H2SO4) al 5% 2 plantas verdes (preferentemente violetas africanas) 1 vaso de precipitados de 100 mL Papel tornasol azul 1 par de guantes de hule látex gafas de protección

1 espátula 1 balanza granataria

Desarrollo de la práctica: 1. Ponte los guantes y las gafas. 2. Introduce una planta en cada una de las bolsas de plástico. 3. En un vaso de precipitados coloca 2 g de nitrito de sodio e introdúcelo en una

de las bolsas. 4. Agrega 2 mL de ácido sulfúrico al vaso y cierra la bolsa herméticamente con la

ayuda de la cinta. 5. Cierra la otra bolsa herméticamente con maskingtape, la cual servirá de

testigo. 6. Al paso de 60 minutos observa las dos plantas y anota tus comentarios. 7. Al final de 2 horas, abre la bolsa que contiene el vaso de precipitados

procurando no inhalar los gases. 8. Con un papel tornasol azul se verifica el cambio de color (si lo hay) al ponerlo

en contacto con las gotas que se formaron dentro de la bolsa.

Preguntas:

1. ¿Qué aspecto tenían las plantas antes de meterlas en las bolsas?

R: 2. ¿Qué aspecto tenían las plantas después de una hora?

264

R: 3. ¿Qué pasó con el papel tornasol azul?.

R: 4. ¿Qué significa lo ocurrido en el punto 3.

R: 5. ¿Cómo relacionas lo ocurrido en esta práctica con tu localidad?

R:

En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Oxiácidos” y completen los siguientes cuadros. 1.

Nombre Formula

Ácido sulfuroso

Ácido sulfúrico

Ácido nitroso

Ácido nítrico

Ácido fosforoso

Ácido fosfórico

Ácido hipocloroso

Ácido yodoso

Ácido brómico

Ácido perclórico

2.

Fórmula Nombre

H2CO2 H2CO3 HFO HClO2 HClO HBrO3

HIO4

HNO2 HNO3

265

H2SO3 H2SO4

3.2.3.2 Oxiácidos Los oxiácidos están formados por el ion hidrógeno H

1+, el ion oxígeno O

2- y un no-

metal que da nombre al ácido. La nomenclatura se divide en cuatro casos: La más general es de acuerdo a la UIQPA, donde se identifica al anión que forma el ácido. Ver tabla:

Ion poliatómico Fórmula Carga

Carbonato (CO3) -2

Hipoclorito (ClO) -1

Clorito (ClO2) -1

Clorato (ClO3) -1

Perclorato (ClO4) -1

Cromato (CrO4) -2

Dicromato (Cr2O7) -2

Nitrito (NO2) -1

Nitrato (NO3) -1

Permanganato (MnO4) -1

Fosfito (PO3) -3

Fosfato (PO4) -3

Sulfito (SO3) -2

Sulfato (SO4) -2

Borato (BO3) -3

Posteriormente se da el nombre del anión y se acompaña con la terminación “de hidrógeno”

Fórmula Nombre

HNO2 Nitrito de hidrógeno

HNO3 Nitrato de hidrógeno

H2SO3 Sulfito de hidrógeno

H2SO4 Sulfato de hidrógeno

2. Cuando el elemento forma un sólo oxiácido, se nombra de la siguiente

manera:

Fórmula Función química Raíz del elemento Terminación

266

H3BO3 Ácido bor ico

3. Cuando el elemento forma dos oxiácidos se emplea la terminación oso para el

que tiene menos oxígeno e ico para el que tiene más oxígeno; o bien si existen dos valencias positivas del mismo no metal se le asigna la terminación oso para la menor e ico para la mayor. Ejemplos:

Fórmula Función química Raíz del elemento Terminación

HNO2 Ácido nitr oso

HNO3 Ácido nítr ico

H2SO3 Ácido sulfur oso

H2SO4 Ácido sulfúr ico

4. Cuando el elemento forma más de dos oxiácidos, se usa el prefijo hipo para el

de menor cantidad de oxígeno y per para el de mayor cantidad de oxígeno, o cuando el no metal actúa con 4 valencias positivas. Ejemplos:

Fórmula Función química prefijo Raíz del elemento Terminación

HClO Ácido hipo clor oso

HClO2 Ácido clor oso

HClO3 Ácido clór ico

HClO4 Ácido per clór ico

Lee cuidadosamente la siguiente práctica antes de realizarla.

Práctica No. 25: “Ácidos y bases”

Objetivo: Identificar ácidos y bases.

Teoría: De acuerdo con la teoría de Arrhenius un ácido es la sustancia que en solución acuosa produce iones hidrógeno (H

+), y una base es aquella sustancia

que en solución acuosa produce iones hidroxilo (OH ). En esta práctica veremos un método para determinar si una sustancia es un ácido o una base, al observar algunas de sus propiedades.

Material: Reactivos: 12 Tubos de ensayo Sodio

267

1 Gradilla Vinagre 1 Agitador Agua de cal

Jugo de limón Fenolftaleína Anaranjado de metilo Papel tornasol azul y rojo

Soluciones diluidas al 1% de: Hidróxido de sodio NaOH Hidróxido de potasio KOH Hidróxido de amonio NH4OH Ácido clorhídrico HCl Ácido nítrico HNO3 Ácido sulfúrico H2SO4 Ácido acético CH3COOH

Desarrollo de la práctica:

1. Etiqueta los tubos de ensayo con el número y nombre de las soluciones a utilizar como lo marca la tabla de observaciones.

2. Agrega 5 mL de las soluciones en el orden indicado en la tabla. 3. No uses los tubos 10 y 11, sólo anota en ellos “sodio + agua” 4. Huele cada una de las soluciones contenidas en los tubos de ensayo,

siguiendo las indicaciones del maestro y anota en el lugar correspondiente el olor percibido con las siguientes palabras: "característico", "no se percibe", "ninguno". Abanica con tu mano para percibir el olor, nunca inhales directamente de las soluciones.

5. Coloca una gota de las soluciones diluidas entre las yemas de los dedos pulgar e índice, frota los dedos y percibe si la sensación táctil producida es “jabonosa, acuosa o áspera”. Nunca toques directamente los ácidos concentrados.

6. Lávate muy bien las manos, sécatelas y coloca en los tubos de ensayo del 1 al 10 un trocito de papel tornasol azul; observa y anota si el papel al contacto con la solución sufrió algún cambio de coloración. Repite el procedimiento pero con papel tornasol rojo.

7. Agrega a cada tubo de ensayo de 1 a 2 gotas de fenolftaleína, agita y observa con cuidado los cambios producidos y anótalos.

8. Vierte 2 o 3 gotas de anaranjado de metilo a cada uno de los tubos de ensayo que contienen soluciones que no cambiaron su color al agregarle la fenolftaleína. Anota tus observaciones.

9. En los tubos 11 y 12 vierte agua hasta la tercera parte y agrega a cada uno un

trocito de sodio, con mucha PRECAUCIÓN: 10. En el tubo 11 vierte dos gotas de fenolftaleína y en el tubo 12 tres gotas de

anaranjado de metilo, observa el viraje de color y anótalo.

Tabla de observaciones.

Número Olor Sensación Papel Papel Fenolftaleína Anaranjado

268

y sustancia táctil tornasol

azul

tornasol

rojo

de metilo

1 NaOH

2 KOH

3 NH4OH

4 HCl

5 HNO3

6 H2SO4

Número

y sustancia

Olor Sensación

táctil

Papel

tornasol

azul

Papel

tornasol

rojo

Fenolftaleína Anaranjado

de metilo

7 CH3COOH

8 Vinagre

9 Agua de cal

10 Jugo de limón

11 Agua y Na

12 Agua y Na

Preguntas: De acuerdo con las observaciones de la práctica, contesta las siguientes preguntas.

a) Qué sucede con el papel tornasol azul en las soluciones básicas? R: b) Qué sucede con el papel tornasol rojo en las soluciones ácidas?

R: c) ¿Qué papel emplearías para identificar un ácido?. R: d) ¿Qué papel emplearías para identificar una base?. R: e) ¿El agua de cal es ácida o básica?. R: f) ¿Qué viraje presenta la fenolftaleína con las bases?. R: g) ¿Qué coloración adquieren las soluciones ácidas con el anaranjado de metilo?

R: h) ¿La solución del tubo 7 es ácida o básica? ¿Por qué?

R: i) ¿Con base a esta práctica qué indicadores recomendarías para investigar

las soluciones ácidas? ¿Por qué?

269

R: j) ¿Y para las soluciones alcalinas?¿Por qué?

R: k) Con base en la práctica y tus conocimientos adquiridos en clase, escribe

dentro del paréntesis una A si la solución es ácida o una B si corresponde a una base.

( ) Sabor a lejía o sosa. ( ) El papel tornasol rojo cambia a azul. ( ) El papel tornasol azul cambia a rojo. ( ) Sabor agrio. ( ) En solución acuosa desprende H

+.

( ) En solución acuosa desprende OH–.

( ) La fenolftaleína cambia a violeta. ( ) El papel tornasol azul cambia a rojo y el anaranjado de metilo cambia a

canela. ( ) La fenolftaleína cambia a violeta y el papel tornasol rojo vira a azul. ( ) Son sustancias jabonosas al tacto.

l) ¿Qué es una base?.

R:

m) ¿Qué es un ácido?.

R:

En equipos de 4 estudiantes lean el tema “La química dental” y contesten las siguientes preguntas. 1. ¿De que mineral está compuesto el esmalte dental?.

R:

2. ¿De cuántos elementos está formado este mineral?

R:

3. ¿Cuáles son estos elementos?

R:

270

4. ¿Qué provoca la desmineralización (disolución del esmalte dental)?

R:

5. ¿Cómo se puede prevenir la caries dental de acuerdo a esta lectura?

R:

6. ¿Cómo se lleva a cabo esta remineralización?

R:

7. ¿Por qué el diente remineralizado es más resistente a las caries futuras?

R: 8. ¿Qué otro metal en solución puede aumentar la resistencia a las caries?.

R:

9. De acuerdo del número de elementos, la hidroxiapatita es un compuesto que se

clasifica como:

R:

Lectura No. 44: “La química dental” Si la química dental continúa progresando a su velocidad actual, las caries serán

cosa del pasado. Las caries son huecos que se producen en las piezas dentales (esmalte compuesto por el mineral hidroxiapatita Ca5(PO4)3OH), estudios recientes han demostrado que al sustituir el oxhídrilo (OH

-) de la apatita por el

flúor, se obtiene un esmalte más resistente a los ácidos que provocan las caries.

En las primeras etapas de la caries, el esmalte dental es disuelto por los ácidos, dejando al descubierto la parte esponjosa del diente, que si se dejan sin tratamiento se transforman tarde o temprano en caries, sin embargo, resultados recientes indican que si el diente afectado se baña en una solución que contenga

cantidades adecuadas de Ca2+

, PO43

, y F1

se puede remineralizar. En este proceso, el flúor sustituye parte del OH

- presente en el mineral original del diente,

es decir parte del Ca5(PO4)3OH se transforma en Ca5(PO4)3F, el área remineralizada es más resistente a los ácidos que provocan las caries. El mineral

271

fluorado es menos soluble que el esmalte dental original, además se ha demostrado que la presencia de Sr

2+ en el líquido remineralizante aumenta en

forma significativa la resistencia a los ácidos que producen las caries. Si estos resultados confirman lo antes mencionado con estudios posteriores, el trabajo de los dentistas cambiará en forma drástica, ya que estará dedicado más bien a prevenir los males dentales que a reparar daños ya producidos. Probablemente se emplee un enjuague remineralizante que repare el esmalte dental de áreas problemáticas antes de que se conviertan en caries, los taladros dentales quedarán descartados como anacronismo médico junto con las sanguijuelas (!y los pacientes los extrañarán muy poco!).

En equipos de 4 alumnos lean el tema “ Oxisales neutras” y completen las siguientes tablas: 1.

Ácido Nombre del

ácido

Sal neutra Nombre de la sal

neutra

HNO2 NaNO2

HNO3 NaNO3

H2SO3 K2SO3

H2SO4 K2SO4

H2CO3 Na2CO3

H3PO4 Na3PO4

H3PO4 Ca3PO4

H3PO4 Mg3 (PO4) 2

2.

Nombre Fórmula

Nitrito de potasio

Sulfato de sodio

Carbonato de aluminio

Sulfito de bario

Perclorato de calcio

Nitrato plúmbico

Sulfato de hierro (III)

Hipoyodito de aluminio

272

Fosfito de bario

Bromito de cobre (I)

3.

Fórmula Nombre

Na2SO3

K2CO3

Ca (NO3)2

Al (IO)3

Fe2 (SO4)3

Cu NO2

Ba (ClO2)2

K2CrO4

Na2Cr2O7

(NH4)2SO4

4. Escribe las fórmulas y nombres de las combinaciones posibles entre los

aniones y cationes que se te dan en la siguiente tabla:

Anión

Catión

Nitrato

(NO3)1

Sulfito

(SO3 )2

Clorato

(CIO3 )1

Fosfato

(PO4)3

Sultato

(SO4)2

Yodato

(IO3)1

Na1+

Sodio

Al3+

Aluminio

Ca2+

Calcio

Mg2+

Magnesio

K+1

Potasio

Fe3+

Hierro

(III)

Fe2+

Hierro

(II)

Ba2+

Bario

Ni2+

Níquel (II)

Ni3+

Níquel

(III)

273

3.2.3.3. Oxisales neutras. Las oxisales más comunes se clasifican en dos tipos: neutras y ácidas. Las neutras se forman cuando se sustituye totalmente los hidrógenos (iones H

1+)

de un ácido. Ejemplo :

H2SO4 K2SO4

ácido sulfúrico sal neutra (sulfato de potasio)

Las ácidas se forman cuando se sustituye parcialmente los hidrógenos del ácido por un metal o elemento electropositivo. Estas sales ya no son ternarias, por lo que se estudiarán posteriormente.

H2SO4 KHSO4 ácido sulfúrico sal ácida (sulfato ácido de potasio)

La nomenclatura de las oxisales neutras de acuerdo a la UIQPA es similar a la de los oxiácidos, sólo que en lugar de mencionar el nombre del hidrógeno, se da el nombre del metal. Si éste tiene número de oxidación variable, se indica con números romanos entre paréntesis. Es importante consultar la tabla de aniones poliatómicos.

Fórmula Nombre

CuNO3 Nitrato de cobre (I) FeSO4 Sulfato de hierro (II)

Cu(NO3)2 Nitrato de cobre (II) Fe2(SO4)3 Sulfato de hierro (III)

Otra nomenclatura de oxisales neutras consiste en nombrar al anión o radical

electronegativo que indica el ácido de donde proviene, si el ácido termina en oso,

el anión se nombrará cambiando la terminación oso por ito y si el ácido termina

en ico el nombre del anión terminará en ato. Si el ácido que forma la sal contiene los prefijos hipo y per, estos se mantienen inalterables en el nombre del anión

Ácido sal

Hipo clor oso Hipo clor ito

clor oso clor ito

clór ico clor ato

Per clór ico Per clor ato

Para nombrar el catión se utiliza la palabra “de” seguida por el nombre del metal con las terminaciones oso o ico.

274

Fórmula Nombre Fórmula Nombre

HClO Ácido hipocloroso NaClO Hipoclorito de sodio

HClO4 Ácido perclórico NaClO4 Perclorato de sodio

H2SO4 Ácido sulfúrico Fe2(SO4)3 Sulfato férrico

FeSO4 Sulfato ferroso

3.2.4 Compuestos cuaternarios Son sustancias formadas por cuatro tipos de elementos. El grupo representativo es el de oxisales ácidas como el NaHCO3, Ca(H2PO3)2, etc.

En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Oxisales ácidas” y contesta las preguntas siguientes: 1. Escribe la fórmula química de las siguientes oxisales ácidas.

Nombre Fórmula

Sulfato ácido de potasio

Carbonato ácido de sodio

Sulfato ácido de calcio

Sulfato ácido de aluminio

Fosfato diácido de sodio

2. Escribe el nombre de las siguienes oxisales ácidas basándote en su fórmula.

Fórmula Nombre

Ca(H2PO3)2

NaHSO3

KHCO3

Al(H2PO4)3

LiHSO4

3.2.4.1 Oxisales ácidas Los compuestos cuaternarios son los que provienen de sustituir parcialmente los hidrógenos de un oxiácido por un metal, dando como resultado las oxisales ácidas.

275

Una sal ácida se forma cuando únicamente parte de los hidrógenos reemplazables de un ácido son desplazados por un metal, aquí se presentan algunos ejemplos de esta sales y sus nombres:

Ácido Nombre del ácido

Sal ácida Nombre de la sal

H2SO3 Ácido sulfuroso NaHSO3 Sulfito ácido de sodio

H2SO4 Ácido sulfúrico KHSO4 Sulfato ácido de potasio

H2CO3 Ácido carbónico NaHCO3 Carbonato ácido de sodio

H3PO4 Ácido fosfórico NaH2PO4 Fosfato diácido de sodio

H2CO3 Acido carbónico NaHCO3 Carbonato ácido de sodio

H3PO4 Acido fosfórico NaH2PO4 Fosfato diácido de sodio

H3PO4 Ácido fosfórico CaHPO4 Fosfato monoácido de calcio

H3PO4 Ácido fosfórico MgHPO4 Fosfato monoácido de magnesio

El nombre de las sales ácidas se forma haciendo referencia al anión poliatómico (sulfato, fosfato, etc.) seguido de la palabra hidrógeno y por último el nombre del metal con su número de oxidación, indicado entre paréntesis con números romanos (si éste fuera variable).

Fórmula Nombre tradicional

del ácido

Sal ácida Nombre UIQPA

de la sal

HNO2 Ácido nitroso -- No se forma

HNO3 Acido nítrico -- No se forma

H2SO3 Acido sulfuroso KHSO3 Sulfito ácido de potasio

H2SO4 Acido sulfúrico KHSO4 Sulfato ácido de potasio

H2CO3 Acido carbónico NaHCO3 Carbonato ácido de sodio

H3PO4 Acido fosfórico NaH2PO4 Fosfato diácido de sodio

H3PO4 Acido fosfórico CaHPO4 Fosfato monoácido de calcio

H3PO4 Acido fosfórico MgHPO4 Fosfato monoácido de magnesio

H2CO3 Ácido carbónico Fe(HCO3)2 Carbonato ácido de fierro (II)

Los compuestos inorgánicos se derivan unos de otros en reacciones que se sintetizan a continuación:

276

277

Ácido. Sustancia que produce iones hidrógeno o en otras palabras iones hidronio, en solución. También se define como una sustancia capaz de donar un protón.

Ácido poliprótico. Ácidos que tienen más de un átomo de hidrógeno ionizable.

Afinidad electrónica. El cambio de energía asociado con el proceso en el cual se adiciona un electrón a un átomo gaseoso en un estado fundamental.

Agente oxidante. Reactivo que acepta electrones y se reduce cuando otra sustancia se oxida.

Agente reductor. Reactivo que dona electrones y se oxida cuando otras sustancias se reducen.

Alótropos. Dos o más formas físicas de un elemento en el mismo estado, como el diamante y el grafito, que son alótropos del carbono.

Amplitud de onda. Es la altura de un máximo o la profundidad de un mínimo de una longitud de onda.

Anfiprótico. Calidad de una sustancia que la hace capaz de aceptar o de donar un protón.

Anfótero. Calidad de una sustancia que la hace capaz de reaccionar tanto como un ácido como una base. Ciertos metales e hidróxidos metálicos son anfóteros.

Anión. Ión con una carga negativa.

Anodo. El electrodo de un celda electroquímica donde tiene lugar la oxidación (pérdida de electrones).

Atmósfera. (unidad de presión). Una presión de una atmósfera equivale a una columna de 760mm de Mercurio. 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 101.325 kPa.

Átomo. La partícula más pequeña que conserva las propiedades del elemento.

Balanza Analítica. Instrumento que se usa para determinar la masa (peso) de una muestra con aproximación de décimos de miligramo (hasta el 0.0001 g más próximo).

Barómetro. Dispositivo que se emplea para medir la presión atmosférica.

Base. Sustancia que produce iones hidróxido en solución. También se define como una sustancia capaz de aceptar un protón.

278

Calor. Forma de energía que se transfiere entre muestras de materia debido a diferencias en sus temperaturas.

Calor Específico. La cantidad de calor necesario para elevar la temperatura de un gramo de sustancia en un grado centígrado.

Caloría. Una unida métrica de energía calorífica. Una caloría eleva la temperatura de un gramo de agua en un grado centigrado. 1 caloría = 4.184 joules. Una Caloría (con C mayúscula) es igual a una kilocaloría.

Cambio físico. Un cambio en el que no se afecta la composición de la sustancia.

Cambio químico. Una reacción química; un cambio en la constitución (composición) de una sustancia. Una o más sustancias se consumen mientras otras se forman.

Carbohidrato. Sustancia orgánica compuesta de carbono, hidrógeno y oxígeno.

Catalizador. Sustancia que acelera una reacción química sin sufrir ella misma un cambio químico.

Catión. Ion con carga positiva.

Cátodo. El electrodo de cualquier celda electriquímica donde tiene lugar la reducción (ganancia de electrones).

Celda electroquímica. Cualquier sistema que genera una corriente a partir de una reacción química, o que utiliza una corriente eléctrica para producir una reacción química.

Cero absoluto. La temperatura más baja posible: 0 K = --273.15º C.

Cinética química. El estudio de las velocidades de las reacciones químicas y los factores que afectan a esas.

Composición porcentual. Una lista de porcentajes en masa (peso) de cada elemento de un compuesto.

Compuesto. Sustancia pura formada por dos o más elementos que se combinan químicamente unos con otros en proporciones fijas.

Compuesto iónico. Sustancia química formada por iones positivos y negativos.

Compuesto binario. Composición química constituida por dos elementos.

279

Concentración. Medida de la cantidad de soluto disuelto en un volumen específico.

Condensación. La conversión de un vapor a líquido.

Conductividad eléctrica. Flujo de electrones a través de un conductor en un cierto tiempo.

Configuración electrónica. La distribución simbólica de los electrones en los subniveles de un átomo.

Congelación. El proceso que ocurre cuando un líquido se transforma en un sólido al enfriarse.

Contante de Planck. También llamada constante de proporcionalidad y que es igual 6.6262 x 10

-34 joules . seg.

Cristal. Un sólido que tiene caras planas formando ángulos definidos, y cuyos átomos, iones o moléculas presentan un ordenamiento tridimensional regular.

Cuanto. Paquete o incremento contable y discreto más pequeño de energía radiante que se puede absorber o emitir.

Densidad. Masa contenida en un volumen determinada.

Destilación. Un método para separar líquidos volátiles hirviendo la mezcla y recolectando el vapor condensado. El proceso de separación se basa en las diferencias en los puntos de ebullición de los componentes de la mezcla.

Destilado. Vapor condensado que se obtiene de una destilación.

Deuterio. Isótopo del hidrógeno (a veces llamado hidrógeno pesado) con un protón, un neutrón y un número de masa de dos.

Diálisis. Paso selectivo de iones y moléculas pequeñas junto con el disolvente a través de una membrana semipermeable.

Difusión. Mezclado espontáneo de gases a presión constante.

Dipolos. Moléculas que tienen centros separados de carga negativa parcial y carga positiva parcial.

Disociación. Proceso por el que una sustancia química se separa en partes componentes más sencillas (moléculas o iones) cuando se funde o se disuelve en un disolvente.

280

Disolución. Mezcla homogénea conformada por una o más sustancias.

Disolvente. El componente de una solución cuyo estado físico se conserva (también la sustancia presente en mayor cantidad).

Ductilidad. Capacidad de un metal para formar alambres por estiramiento.

Ecuación de Einstein. E = mc², donde E, m y c representan la energía, la masa y la velocidad de la luz respectivamente.

Ecuación química. Representación simbólica de una reacción química, que muestra las fórmulas químicas de las sustancias presentes antes y después de una reacción química y también las razones molares de reactivos y productos.

Electrodo. Punto de contacto eléctrico que tiene carga positiva o negativa.

Electrólisis. Proceso en el que se utiliza una corriente eléctrica directa para descomponer un compuesto en sus elementos.

Electrólito. Sustancia que se disuelve en agua para dar una solución que contiene iones y que, por lo tanto, conduce la electricidad.

Electrólito débil. Electrólito muy poco conductor de la electricidad debido a la baja concentración de iones presentes cuando está en solución.

Electrólito fuerte. Electrólito que es un buen conductor de la electricidad en solución debido a la alta concentración de iones.

Electrón. Partícula con carga negativa y con una masa de 0 uma, que ocupa el espacio que rodea al núcleo de un átomo.

Electronegatividad. Atracción relativa que ejerce un átomo de una molécula sobre los electrones de un enlace covalente.

Electrones de valencia. Los electrones de nivel energético más externo de un átomo.

Elemento. Material compuesto de un solo tipo de átomo; sustancia que no se puede descomponer en sustancias más simples por métodos físicos o químicos.

Elementos de transición. Elementos de la región central de la tabla periódica con orbitales “d” internos parcialmente llenos.

Elementos de transición interna. Los elementos que ocupan las dos filas situadas en la parte baja de la tabla periódica; tiene subniveles ”f” parcialmente llenos.

281

Elementos diatómicos. Los siete elementos (H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2 e I2). Que existen como moléculas diatómicas, es decir, moléculas compuestas por dos átomos.

Elementos electronegativos. Elementos (en especial Flúor, oxígeno y nitrógeno) que ejercen una atracción muy intensa sobre los electrones que participan en un enlace químico.

Elementos representativos. Los elementos de los grupos A (las primeras dos y las últimas seis columnas) de la tabla periódica.

Elementos transuránicos. Los elementos que siguen al uranio en la tabla periódica. Todos ellos son sintéticos y radiactivos.

Emulsión. El tipo de coloide que se produce cuando un líquido se dispersa (no se disuelve) en un líquido o sólido.

Energía. Capacidad para realizar trabajo o transferir calor.

Energía cinética. La energía que los objetos o moléculas poseen en virtud de su movimiento. EC = ½ mv².

Energía de ionización. Cantidad de energía requerida para eliminar los electrones más alejados del núcleo de un átomo que se haya en su estado fundamental.

Energía potencial. La energía almacenada que posee un objeto en virtud de su

posición o su composición química. EP = mg h.

Enlace covalente coordinado. Enlace químico que se forma cuando un átomo dona los dos electrones que se comparten en un enlace covalente.

Enlace covalente. Par de electrones compartidos por dos átomos en una molécula.

Enlace covalente no polar. Enlace químico en el que uno o más pares de electrones se comparten por igual entre dos átomos del mismo elemento.

Enlace covalente polar. Enlace covalente en el que los electrones se comparten de manera desigual debido a diferencias de electronegatividad en los átomos unidos por el enlace.

Enlace iónico. La atracción entre iones que tienen cargas opuestas.

Enlace metálico. Enlace entre átomos metálicos en los sólidos, en los que los iones metálicos positivos están dispuestos en una formación tridimensional regular

282

(fija), y donde los electrones de valencia sueltos, pueden moverse con libertad por todo el cristal.

Enlace químico. Fuerzas de atracción que mantienen juntos a los átomos o iones en un compuesto químico.

Espectro continuo. El arcoiris de colores que consiste de todas las longitudes de onda del espectro visible.

Estado basal. La distribución más estable de los electrones en un átomo.

Estado excitado. El estado de un átomo con un electrón (o electrones) que ocupan niveles de energía más elevados que en su estado basal.

Estados de la materia. (También llamados estados físicos). Los cuatro estados físicos (sólido, líquido, gaseoso y plasma) en los que la materia puede existir, de acuerdo con la temperatura.

Estructura de Lewis. Representaciones que muestran los electrones de orbitales externos en átomos. Son convenientes para ilustrar el enlace químico.

Evaporación. Cambio del estado de líquido a vapor.

Experimento. Investigación controlada que se utiliza para ensayar u obtener hechos, para poner a prueba o establecer una hipótesis, o para ilustrar una ley científica conocida.

Fluorocarbonos. Compuestos que contienen flúor y carbono.

Fórmula estructural. Formula química que muestra cuales átomos están unidos entre si, por medio de una sola línea de enlace para enlaces sencillos entre átomos, líneas dobles para dobles enlaces y tres líneas paralelas para triples enlaces.

Fórmula química. Forma simbólica de representar la composición de una sustancia empleando símbolos de los elementos y subíndices para representar el número apropiado de átomos de cada clase.

Fotón. Paquete diminuto de radiación electromagnética.

Fotoquímico. Activación de reacciones químicas por el efecto de la luz.

Frecuencia. Número de crestas de una onda que pasan por un punto en un segundo.

283

Fuerzas de Van der Waals. Las fuerzas intermoleculares de atracción, es decir, las que existen entre moléculas.

Fuerzas interiónicas. Las fuerza de atracción entre iones en los sólidos iónicos cristalinos.

Fuerzas intermoleculares. Las fuerzas de atracción entre moléculas vecinas.

Fuerzas intramoleculares. Las fuerzas que mantienen juntos a los átomos dentro de una molécula, en virtud de los enlaces químicos.

Fusión. Proceso que ocurre cuando un sólido se transforma en un líquido.

Gas. Estado de la materia en el que éste carece de forma y volumen definidos.

Gases nobles. Los elementos de la columna que aparece a la derecha de la tabla periódica.

Hidrácidos. Son compuestos formados por la unión del hidrógeno con un no metal del grupo VII de la tabla periódica.

Hidrato. Compuesto cristalino que contiene un número definido de moléculas de agua en cada unidad de fórmula.

Hidrólisis. Reacción de descomposición de un compuesto con agua. Las sales reaccionan con agua para dar una solución que es ácida, básica o neutra.

Hidróxidos. Compuestos que contienen el grupo -OH.

Hidruros. Compuestos formados por la reacción entre un metal y el hidrógeno.

Hielo. Agua en estado sólido.

Hipótesis. Una explicación tentativa razonable de los hechos o de una ley.

Indicador. Producto químico que cambia de color al entrar en contacto con una sustancia. Permite señalar el punto final de una titulación.

Ion. Partícula con carga eléctrica que se forma cuando un átomo o un grupo de átomos, gana o pierde electrones.

Ion dipolo. Una sal interna que se forma cuando un anión y un catión son parte de una misma molécula. Al pH del cuerpo humano, los aminoácidos existen como iones dipolo.

Isoelectrónicas: Partículas con el mismo número total de electrones.

284

Isómeros. Compuestos que tienen el mismo número de átomos pero con diferente fórmula estructural; es decir, los átomos están ordenados y enlazados de manera distinta.

Isótopos. Átomos de un elemento en particular que tienen diferente número de neutrones y, por tanto, diferente número de masa.

Ley. Enunciado que resume datos experimentales acerca de la naturaleza, cuyo comportamiento es congruente y no presenta excepciones conocidas.

Ley de la conservación de la energía. La energía no se crea ni se destruye durante las reacciones químicas.

Ley de la conservación de la masa. La masa no se crea ni se destruye durante una reacción química sólo se transforma.

Ley periódica. Hay una variación periódica en las propiedades físicas y químicas de los elementos cuando estos se disponen en orden de número atómico creciente.

Líquido. Estado de la materia en el que esta tiene un volumen definido y adopta la forma de recipiente que la contiene.

Longitud de onda. Distancia entre las crestas de una onda.

Maleable. Susceptible de modificar su forma por laminado o martillado.

Masa. Medida de la cantidad de materia que hay en un objeto.

Masa atómica. El promedio de las masas atómicas de la mezcla de todos los isótopos naturales de un elemento. Esta masa es la que aparece en la tabla periódica.

Masa molar. La masa en gramos de un mol de cualquier sustancia, es decir la suma de las masas atómicas de todos los átomos representados en la fórmula y expresada en gramos.

Mecánica cuántica. Teoría de la estructura atómica que se basa en las propiedades ondulatorias de la materia y en la probabilidad de encontrar electrones en niveles y subniveles de energía específicos.

Metal. Sustancia que tiene un brillo particular, conduce el calor y la electricidad, presenta suficiente flexibilidad para deformarse y puede fundirse. Los metales, son el grupo de elementos que aparecen a la izquierda de la línea diagonal escalonada gruesa de la tabla periódica.

285

Metal alcalino. Elementos del grupo uno (excepto el hidrógeno) en la tabla periódica.

Metal alcalinotérreo. Elementos del grupo II A de la tabla periódica.

Metaloides. Los elementos cuyos símbolos se encuentran adyacentes a la línea diagonal escalonada gruesa en la tabla periódica, entre los metales y los no metales.

Método científico. El proceso que consiste en seguir procedimientos específicos para resolver problemas o llevar a cabo investigaciones científicas conforme a un plan. Implica realizar, observaciones y ensayos para desarrollar leyes, hipótesis y teorías.

Mezcla. Material formado por dos o más sustancias que pueden hallarse en proporciones variables, que no se combinan químicamente entre si.

Mezcla heterogénea. Mezcla de sustancias que no tiene toda ella una composición uniforme ni las mismas propiedades.

Mezclas homogéneas. Una solución; mezcla que tiene la misma composición en todas sus partes.

Miscibles. Los líquidos susceptibles de disolverse uno en el otro formado una solución.

Mol. La cantidad de una sustancia cuya masa en gramos es numéricamente igual al peso fórmula de la sustancia (y que contiene tantas unidades de fórmula como átomos hay en exactamente doce gramos del isótopo carbono-12). Un mol puede

representar 6.022 X 1023

átomos, moléculas, unidades de fórmula o iones.

Molécula. Agrupamiento eléctricamente neutro de dos o más átomos unidos químicamente por enlaces covalente, que se comporta como una partícula individual con una carga eléctrica neutra.

Molécula polar. Molécula en la que los enlaces covalentes polares presentan un ordenamiento tridimensional asimétrico en torno a un átomo central.

Neutrón. Partícula eléctricamente neutra con una masa de una uma y que se encuentra en los núcleos de los átomos.

Nivel energético principal. Cualquiera de los niveles fundamentales de energía de un átomo; se designa mediante la letra n y un numero entero; 1, 2, ....

Niveles de energía de los átomos. Los valores específicos de energía permitidos (o regiones en torno al núcleo) que los electrones pueden ocupar en los átomos.

286

No metales. El grupo de elementos que aparecen a la derecha de la línea diagonal escalonada gruesa en la tabla periódica.

Nomenclatura química. Sistema de nombres y fórmulas que se emplean para identificar a todas las sustancias químicas.

Núcleo. El denso y diminuto centro de un átomo, que contiene los protones y los

neutrones del mismo. El diámetro de un núcleo es aproximadamente 1 x 10-15

m.

Número atómico. El número de protones que hay en el núcleo de un átomo.

Número de masa. El número total de protones y neutrones que tiene un átomo.

Número de oxidación. La carga de un ion simple o la carga aparente que se asigna a un átomo dentro de un compuesto o ion poliatómico.

Octeto de electrones. El conjunto completo de ocho electrones de valencia presentes en el nivel de energía más externo de los gases nobles que siguen al helio en la tabla periódica.

Onda electromagnética. También llamada radiación electromagnética, éstas viajan a través del espacio con movimiento ondulatorio.

Orbita. En la teoría de Bohr, un estado permitido de un electrón caracterizado por un valor de n.

Orbital. Una región dentro de un subnivel de un átomo, que puede ser ocupada por un máximo de dos electrones con espín opuesto. Hay orbitales s , p , d y f.

Oxiácido. Ácido cuyo anión contiene uno o más átomos de oxígeno.

Oxidación. Proceso que ocurre cuando una sustancia se combina con oxígeno, o cualquier proceso químico en el que hay una perdida de electrones.

Óxidos. Compuestos simples que forma el oxígeno con otros elementos.

Óxidos ácidos. Ácidos ternarios que contienen hidrógeno, oxígeno y un tercer elemento.

Óxidos metálicos. Son compuestos formados por la unión del oxígeno con un metal.

Oxisal. Sal derivada de un oxiácido.

Oxisal ácida. Oxisal que contiene hidrógeno en su composición.

Oxisal neutra. Oxisal que no contiene hidrógeno en su composición.

287

Partículas Subatómicas. Cualquiera de las más de cien partículas más pequeñas que un átomo. Las tres partículas subatómicas principales son los electrones, protones y neutrones.

Periodo de elementos. Una fila horizontal de elementos en la tabla periódica.

Peróxidos. Compuestos con la fórmula general R-O-O-R, que puede utilizarse como fuente de radicales libres R-O- .

Peso. La acción de la fuerza de la gravedad sobre la masa y un objeto en particular.

Peso atómico. Es la masa promedio de los átomos de un elemento con relación a la masa de un átomo de carbono 12, tomado exactamente como 12.

Peso molecular. La suma de las masas atómicas de todos los átomos de una molécula de un compuesto en particular.

Plasma. Un estado de alta energía de la materia, similar a un gas pero compuesto de electrones y núcleo aislados, en vez de átomos o moléculas enteros y discretos.

Policrómicos. Que posee variedad de colores.

Positrón. Partícula con una carga positiva y la masa de un electrón.

Principio de exclusión de Pauli. El punto clave de esta regla es que no puede haber más de dos electrones en un orbital cualquiera de un átomo, y cuando dos electrones ocupan el mismo orbital, tienen que tener espines opuestos.

Principio de Aufbau. Cada nuevo electrón añadido a un átomo entrará en el orbital disponible inmediato de mínima energía.

Principio de incertidumbre de Heisenberg. Existe una limitación desde el punto de vista matemático, en nuestra capacidad para determinar tanto la velocidad como la posición de un electrón, de modo que su trayectoria ofrece un grado de incertidumbre.

Propiedades características. Las propiedades físicas y químicas que es posible utilizar para identificar una sustancia y para distinguirlas de otras sustancias (no dependen de la cantidad de sustancias).

Propiedades extensivas. Propiedades que se relacionan con la cantidad de un material en una muestra, y que incluyen la masa, el volumen y la longitud.

288

Propiedades físicas. Las propiedades características de una sustancia que la identifican sin producir un cambio en su composición. Las propiedades físicas por ejemplo color y olor no dependen de la cantidad de sustancia.

Propiedades intensivas. Las propiedades físicas y químicas características, que no dependen del tamaño de la muestra y que se emplean para identificar una sustancia.

Propiedades químicas. Propiedades características de una sustancia que se relaciona con los cambios de composición de una sustancia o con la manera como interactua con otra sustancia.

Protón. La partícula con carga positiva y con una masa de 1 uma que forma parte del núcleo de todos los átomos. El número de protones determina la identidad del elemento.

Puente de hidrógeno. La atracción intensa entre moléculas que tienen átomos de hidrogeno unidos de manera covalente a átomos de flúor, oxígeno o nitrógeno.

Punto de congelación. La temperatura a la que una sustancia cambia de liquida a sólida; la temperatura a la que el líquido y sólido se hayan en equilibrio dinámico.

Punto de ebullición. La temperatura a la que la presión de vapor de un líquido es igual a la presión total que se ejerce sobre el líquido.

Punto de fusión. Temperatura a la cual las fases sólida y líquida coexisten en equilibrio.

Química. La rama de la ciencia que se ocupa de las características y la composición de todos los materiales, y de la reacción que estos pueden sufrir.

Radiación electromagnética. Término general que abarca la gama completa de energía que viaja a través del espacio en forma de ondas a la velocidad de la luz.

Radiactividad. Emisión espontanea de ciertos tipos de radiación (por ejemplo radiación alfa, beta y gamma) por parte de núcleos atómicos inestables.

Radiactividad natural. Emisión espontánea de partículas alfa, beta y rayos gamma por desintegración de núcleos atómicos inestables.

Radioisótopo. Isótopo radioactivo (núclido).

Rayo catódico. El haz de electrones que emite el cátodo y que se mueve hacia el ánodo de un tubo de descarga al que se ha hecho un vacío parcial.

289

Rayos alfa. Partículas en rápido movimiento, que emite un núcleo atómico durante su desintegración radiactiva. Cada partícula alfa es un núcleo de helio (masa=4, carga=+2).

Rayos beta. (partículas): Electrones en rápido movimiento, que emite un núcleo radiactivo durante su desintegración. Una partícula beta, que se representa como

-, se emite cuando un neutrón se convierte en un protón durante su

desintegración radiactiva.

Rayos gamma. Radiación de alta energía emitida por núcleos radiactivos.

Rayos X. Radiación electromagnética penetrante, con una energía más elevada (mayor frecuencia y longitud de onda más corta) que la radiación ultravioleta, y que se produce bombardeando un metal con electrones de alta energía.

Reacción química. Proceso que implica un cambio químico, es decir, donde una o más sustancias se consumen mientras se forma una o más sustancias.

Reducción. El proceso que ocurre cuando una sustancia libera oxígeno, o cualquier proceso químico en el que hay una ganancia de electrones.

Regla de Hund. Los electrones dentro de un subnivel de un átomo no se aparean en un orbital hasta que cada orbital de ese subnivel tenga un electrón. Los electrones no apareados de un orbital tienen espines paralelos.

Regla del octeto. La tendencia de un átomo no metálico a ganar o a compartir electrones hasta completar ocho electrones de valencia.

Röentgen R. Unidad de exposición a los rayos gamma o rayos X (1 R produce iones con una carga total de 2100 millones de unidades de carga eléctrica en 1

cm3 de aire seco a 0

oC y 1 atm.).

Sal. Compuesto iónico formado por el catión de una base y el anión de un ácido. Durante la neutralización ácido-base, se forma una sal y agua.

Sal ácida. Sal de un ácido poliprótico parcialmente neutralizado, que contiene átomos de hidrógeno susceptibles de neutralizarse (sustituirse por otros cationes);

por ejemplo, NaHCO3 y KH2PO4.

Sal anhidra. Compuesto químico (una sal) que no tiene agua de hidratación.

Símbolo. Es la representación gráfica de un elemento.

Símbolo de electrón-punto de Lewis. El símbolo de un elemento rodeado de uno a ocho puntos que representan los electrones de valencia de un átomo o ion del elemento.

Sólido. El estado de la materia en el que ésta tiene forma y volumen definidos.

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Sólido amorfo. Sólido no cristalino sin forma definida. Ejemplos: los plásticos y la cera.

Sólido cristalino. Sustancia química sólida cuyas partículas están dispuestas en un patrón ordenado (sistemático) que se repite en todo el sólido.

Sólido iónico. Sustancia cristalina compuesta de iones positivos y negativos.

Sólido metálico. Sólido compuesto de átomos metálicos.

Soluto. La sustancia que se disuelve (la sustancia presente en menor cantidad en una solución).

Solvatación. Proceso en el que las moléculas de disolvente rodean a las partículas del soluto que se esta disolviendo.

Sublimación. Proceso que ocurre cuando una sustancia se transforma de manera directa de sólido a vapor sin pasar por el estado líquido.

Subniveles de átomos. Los subniveles s, p, d y f de los átomos, con 1, 3, 5 y 7 orbitales y hasta 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente.

Sustancia pura. Sustancia química individual (un elemento o un compuesto) compuesta del mismo tipo de materia con la misma clase de partículas en todas sus partes.

Sustancia química Inorgánica. Cualquier elemento o compuesto que no se clasifica como orgánico.

Sustancia química Orgánica. Compuesto con enlaces covalentes que contiene carbono.

Tabla periódica. Ordenamiento de los elementos conforme a número atómico creciente, de modo que los elementos con propiedades similares aparecen en la misma columna.

Tensión superficial. La fuerza de atracción que hace que la superficie de un líquido se contraiga y forme una cuenta o gota esférica.

Teoría. Hipótesis que ha resistido una serie extensa de ensayos.

Teoría atómica de Dalton. Los elementos están constituidos por átomos que se combinan en proporciones fijas de números enteros pequeños. Una reacción química implica un cambio, no en los átomos mismos, sino en la forma en que se combinan los átomos para formar compuestos.

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Teoría del Flogisto. Es el llamado principio del fuego que durante la combustión de los cuerpos, el flogisto se desprende de ellos, lo que ahora se conoce como oxígeno.

Teoría de repulsión de pares electrónicos en la capa de valencia. Teoría que se emplea para predecir la forma de una molécula observando la estructura que se produce cuando todos los pares electrónicos de valencia que rodean a un átomo central en una molécula, se repelen unos a otros y se mantienen tan alejados como es posible.

Trabajo. El movimiento de una masa a través de una distancia.

Unidad de fórmula. El grupo específico de átomos o iones que se representan y expresan en la fórmula química.

Unidad de masa atómica (uma). Unidad que sirve para expresar las masas relativas de los átomos. Una uma equivale a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-14.

Vapor. Agua en estado gaseoso invisible a temperatura elevada.

Vida media. El tiempo requerido para que la mitad de los átomos de un isótopo inestable (núclido) sufra una desintegración radiactiva.

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Fundamentos de Química General, Serie Shaum Garzón G. Guillermo Mc. Graw Hill Bogotá Colombia 1990

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Química de hoy Alcántara Barbosa María Del Consuelo Mc. Graw Hill México 1990

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Fundamentos de Química Zumdahal Steven S. Mc. Graw Hill México 1990, 1992

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Química curso Preuniversitario Madras Stratton Hall Gravel Mc. Graw Hill México 1980, 1985

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Coordinadores: Odon Velarde Ventura Javier Rivera Vivas

Colaboradores: Enrique Amezquita Salazar Anna Araceli Cota Cuevas Jesús Calixto Unzaga Anacleto Villarreal Vera Maria del Socorro Daniel Saldua Sara Esther Gutierrez Carvajal Rosalinda Gonzalez Jiménez Isela Gomez Limon Fernando Gomez Avalos Agustín Garcia Padilla Eduardo Herrera Islas Julian Hernández Valencia Daniel Lara Ruiz Rosa Maria Lopez Ramírez Alejandra Montes Castaneda Dora Maria Lourdes Ortiz Dillanes Aurora Obregón Velez Ignacio Quintero Bustos Rocio Margarita Ruiz Olguin Daniel Rebolledo Martinez Elzbieta Szklarz Zarska Carmen Imelda Samaniego Rocabado