guia de quimica inorganica teória 2013
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DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES
I. INTRODUCCIÓN
Es una ciencia natural basada en la observación y experimentación relacionada
con los fenómenos que sufre la materia, de tal modo que de ella se estudie su
composición, constitución, propiedades físicas y químicas, transformaciones y
leyes que gobiernan dichos cambios en su estructura interna, así como la
energía involucrada en el proceso.
La quimica es una ciencia central, porque sirve de apoyo a otras ciencias
como la física, la biología, la geología, la petroquímica, etc. Además permite
satisfacer las necesidades humanas en diferentes áreas o campos de la
actividad humana. Tenemos:
En medicina: La química ayuda con la síntesis de diferentes fármacos
(antibióticos, analgésicos, antidepresivos, vacunas, vitaminas, hormonas,
radioisótopos, etc), para el tratamiento de muchas enfermedades y para el
mejoramiento de la salud en general.
En nutrición: La química permite sintetizar sustancias llamadas
saborizantes y colorantes para mejorar ciertas propiedades de los
alimentos, y de ese modo puedan ingerirse con facilidad; los preservantes
para que los alimentos no se deterioren en corto tiempo; también la química
determina las sustancias vitales que requiere el organismo (minerales,
vitaminas, proteínas, etc
Química General:
Estudia los fundamentos o principios básicos comunes a todas las ramas de la
ciencia química.
Química Descriptiva:
Estudia las propiedades y obtención de cada sustancia químicamente pura en
forma particular. Podemos subdividirla en:
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Química Inorgánica: Estudia todas las sustancias inanimadas o del reino
mineral
Química Orgánica: Estudia todas las sustancias que contienen carbono (con
excepción de CO, CO2, Carbonatos, etc) ya sean estos naturales (provenientes
del reino animal y vegetal) o artificiales (plásticos, fibras, textiles)
Química Analítica:
Estudia las técnicas para identificar, separar y cuantificar las sustancias
orgánicas e inorgánicas presentes en una muestra material, o los elementos
presentes en un compuesto químico. Se subdivide en:
Cualitativa: Estudia las técnicas para identificar las sustancias químicas
(simples y compuestas) en una muestra material o los elementos químicos
presentes en un compuesto. Así por ejemplo, se ha determinado que en el
agua pura sólo hay dos elementos: hidrogeno y oxigeno; en la sal común,
cloro y sodio; en el azúcar de mesa, carbono, hidrogeno y oxigeno.
Cuantitativa: Estudia las técnicas para cuantificar las sustancias químicas
puras en una muestra material o el porcentaje en peso que representa cada
elemento en un compuesto, para luego establecer su formula química. Así
por ejemplo, tenemos que en el agua hay 88,89% en peso de oxigeno y
11,11% de hidrogeno, luego, la formula del agua será H2O.
Química Aplicada:
Por su relación con otras ciencias y su aplicación practica, se subdividen en:
Bioquímica: La bioquímica es la ciencia que estudia los componentes
químicos de los seres vivos, especialmente las proteínas, carbohidratos, lípidos
y ácidos nucleicos, además de otras pequeñas moléculas presentes en las
células.
Fisicoquímica: La fisicoquímica representa una rama donde ocurre una
combinación de diversas ciencias, como la química, la física, termodinámica,
electroquímica y la mecánica cuántica donde funciones matemáticas pueden
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representar interpretaciones a nivel molecular y atómico estructural. Cambios
en la temperatura, presión, volumen, calor y trabajo en los sistemas, sólido,
líquido y/o gaseoso se encuentran también relacionados a estas
interpretaciones de interacciones moleculares.
Química Industrial: Estudia la aplicación de procesos químicos y la obtención
de productos químicos sintéticos a gran escala, como por ejemplo los plásticos,
el caucho sintético, combustibles, fibras textiles, fertilizantes, insecticidas,
jabones, detergentes, acido sulfúrico, soda caustica, cloro, sodio, etc.
Petroquímica: La petroquímica es la industria dedicada a obtener derivados
químicos del petróleo y de los gases asociados. Los productos petroquímicos
incluyen todas las sustancias químicas que de ahí se derivan.
Geoquímica: La geoquímica es una especialidad de las ciencias naturales,
que sobre la base de la geología y de la química estudia la composición y
dinámica de los elementos químicos en la Tierra, determinando la abundancia
absoluta y relativa, distribución y migración de los elementos entre las
diferentes partes que conforman la Tierra (hidrosfera, atmósfera, biósfera y
geósfera) utilizando como principales testimonios de las transformaciones los
minerales y rocas componentes de la corteza terrestre
Astroquímica: La astroquímica es la ciencia que se ocupa del estudio de la
composición química de los astros y el material difuso encontrado en el espacio
interestelar, normalmente concentrado en grandes nubes moleculares.
Farmoquímica: Estudia las propiedades de las sustancias químicas y su
acción nociva o benéfica en los seres vivos. Por ejemplo, la acción de la
penicilina, las drogas y antibióticos en seres humanos
Dentro de la filosofía de la antigua Grecia, la palabra átomo se empleaba para
referirse a la parte más pequeña de materia y era considerada indestructible. Ya
entonces, Demócrito (460-370 a.C.) entendía que todas las sustancias existentes
son diferentes porque están constituidas por diversos tipos de unidades
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diminutas. El conocimiento de su tamaño y su naturaleza avanzó muy lentamente
a lo largo de los siglos.
Hoy sabemos que el átomo corresponde a la partícula de menor tamaño de un
elemento químico o cuerpo simple, que posee unas características propias y se
puede combinar con otros átomos, también es la mínima parte separada por una
reacción química.
Durante un tiempo, los científicos investigaron el tamaño y la masa de átomo,
pero sin instrumentos y técnicas apropiadas. Más tarde se diseñaron
experimentos para determinar estas características. Así se descubrió que algunos
átomos de un elemento presentan distinta masa, aunque mantienen idéntico
número atómico (isótopos).
El tamaño y la masa de un átomo son muy pequeños: como ejemplo comparativo,
una gota de agua contiene más de 1.000 trillones de átomos. La estructura interna
de los átomos se podría asemejar, de forma simple, al Sistema Solar. El núcleo
atómico (que mide aproximadamente una diezmilésima parte del diámetro del
átomo y concentra más del 99% de la masa) se correspondería con el Sol y los
electrones serían como los planetas que giran en torno a él.
Con el paso del tiempo, el modelo atómico ha ido cambiado y se ha sabido que
los electrones se comportan como ondas. Además, se conocen otro tipo de
partículas elementales que se relacionan con las fuerzas nucleares.
II. MODELOS ATÓMICOS
Para explicar la manera como coexisten en el átomo sus componentes:
electrones, protones y neutrones. La concepción del átomo a lo largo de la
historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la
física y la química. Para ello se elaboraron diversas teorías o modelos atómicos
algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos
observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica.
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A.MODELO ATÓMICO DE DALTON
Aproximadamente por el año 1808, Dalton define a los átomos
como la unidad constitutiva de los elementos (retomando las
ideas de los atomistas griegos). Las ideas básicas de su
teoría, publicadas en 1808 y 1810 pueden resumirse en los
siguientes puntos:
La materia está formada por partículas muy pequeñas
para ser vistas, llamadas átomos.
Los átomos de un elemento son idénticos en todas sus propiedades,
incluyendo el peso.
Diferentes elementos están formados por diferentes átomos.
Los compuestos químicos se forman de la combinación de átomos de dos o
más elementos, en un átomo compuesto; o lo que es lo mismo, un compuesto
químico es el resultado de la combinación de átomos de dos o más elementos en
una proporción numérica simple.
Los átomos son indivisibles y conservan sus características durante las
reacciones químicas.
En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporciones
numéricas simples.
La separación de átomos y la unión se realiza en las reacciones químicas. En
estas reacciones, ningún átomo se crea o destruye y ningún átomo de un
elemento se convierte en un átomo de otro elemento.
A pesar de que la teoría de Dalton era errónea en varios aspectos, significó un
avance cualitativo (de calidad) importante en el camino de la comprensión de la
estructura de la materia. Por supuesto que la aceptación del modelo de Dalton no
fue inmediata, muchos científicos se resistieron durante muchos años a reconocer
la existencia de dichas partículas.
Además de sus postulados Dalton empleó diferentes símbolos para representar
los átomos y los átomos compuestos, las moléculas.
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Sin embargo, Dalton no elabora ninguna hipótesis acerca de la estructura de los
átomos y habría que esperar casi un siglo para que alguien expusiera una teoría
acerca de la misma.
Otras Leyes que concordaban con la teoría de Dalton:
Ley de la Conservación de la Masa: La Materia no se crea ni se destruye,
sólo se transforma.
Ley de las Proporciones Definidas: Un Compuesto Puro siempre
contiene los mismos elementos combinados en las mismas proporciones en
masa.
Ley de las Proporciones Múltiples: Cuando dos elementos A y B forman
más de un compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos
compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números
pequeños enteros.
B.MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Thomson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del
electrón, descubierto por él en 1897. Su modelo era estático, pues suponía que
los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era
eléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de
fenómenos atómicos conocidos hasta la fecha. Posteriormente, el descubrimiento
de nuevas partículas y los experimentos llevado a cabo por Rutherford demostró
la inexactitud de tales ideas.
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Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la
presencia de los electrones dentro de la estructura atómica,
Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas.
Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones)
suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para
neutralizar la carga positiva.
En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y
si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de
iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.
C.MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Basado en los resultados de su trabajo, que demostró la
existencia del núcleo atómico, Rutherford sostiene que casi la
totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo
central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los
electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas
circulares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen carga
eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan
entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro.
El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los
electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón
terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el
núcleo. Sin embargo, este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su
discípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que
a Rutherford se le conoce como el padre de la era nuclear.
Ernest Rutherford estudió los componentes de la radiación que ocurre
espontáneamente en la Naturaleza. A continuación se presenta una tabla
resumiendo las características de estos componentes:
En 1900 Rutherford, con la colaboración de Geiger Marsden, soporta y verifica su
teoría con el experimento, hoy muy famoso, de la lámina de oro. El experimento
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era simple, bombardearon una placa de oro muy delgada con partículas (ALFA)
procedentes de una fuente radioactiva. Colocaron una pantalla de Sulfuro de Zinc
fluorescente por detrás de la capa de oro para observar la dispersión de las
partículas alfa en ellas. Según se muestra en la siguiente figura:
Lo anterior demostró, que la dispersión de partículas alfa con carga positiva, era
ocasionada por repulsión de centros con carga positiva en la placa de oro,
igualmente se cumplía con placas de metales distintos, pudiéndose concluir que
cada átomo contenía un centro de masa diminuto con carga positiva que
denomino núcleo atómico. La mayoría de las partículas alfa atraviesan las placas
metálicas sin desviarse, porque los átomos están constituidos, en su mayoría, por
espacios vacíos colonizado tan sólo por electrones muy ligeros. Las pocas
partículas que se desvían son las que llegan a las cercanías de núcleos metálicos
pesados con cargas altas.
Gracias a estos desarrollos experimentales de Rutherford, éste pudo determinar
las magnitudes de las cargas positivas de los núcleos atómicos. Los cálculos que
se basan en los resultados del experimento indican que el diámetro de la "porción
desocupada" del átomo es de 10.000 a 100.000 veces mayor que el diámetro del
núcleo.
Aspectos más importantes del Modelo atómico de Ernest Rutherford:
El átomo posee un núcleo central en el que su masa y su carga positiva.
El resto del átomo debe estar prácticamente vacío, con los electrones formando
una corona alrededor del núcleo.
La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total presente en el
núcleo, es igualada por el número de electrones de la corona.
Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a la estructura con carga
positiva (explica los diferentes rayos).
El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro alrededor
del núcleo, que genera una fuerza centrifuga que es igualada por la fuerza
eléctrica de atracción ejercida por el núcleo, y que permite que se mantenga en
su orbita.
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El valor de la cantidad de energía contenida en un fotón depende del tipo de
radiación (de la longitud de onda). En la medida que la longitud de onda se
hace menor, la cantidad de energía que llevan es mayor.
En la región 7.5x1014 hasta 4.3x10-14 , se encuentra el espectro visible, con
los colores violeta, azul, verde, amarillo y rojo.
Las regiones donde las frecuencias es mayor (longitud de onda es menor), el
contenido energético de los fotones, es grande en comparación con otras
zonas.
En el caso de la luz ultravioleta (U.V.) sus radiaciones no se perciben a simple
vista, pero conocemos su alto contenido energético al actuar como catalizador
en numerosos procesos químicos.
= Longitud de onda: Distancia entre dos crestas en una onda (Longitud de un
ciclo)
C = Velocidad de la luz (2.998 x 108 cm/seg)
= Frecuencia: Número de ondas que pasan por un punto en un segundo.
D.MODELO ATÓMICO DE BOHR
El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922),
postula que los electrones giran a grandes velocidades
alrededor del núcleo atómico. Los electrones se disponen en
diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes
niveles de energía. El electrón puede acceder a un nivel de energía superior, para
lo cual necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de energía original es
necesario que el electrón emita la energía absorbida (por ejemplo en forma de
radiación). Este modelo, si bien se ha perfeccionado con el tiempo, ha servido de
base a la moderna física nuclear. Este propuso una Teoría para describir la
estructura atómica del Hidrógeno, que explicaba el espectro de líneas de este
elemento. A continuación se presentan los postulados del Modelo Atómico de
Bohr:
El Átomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sólo
protón. · El electrón del átomo de Hidrógeno puede existir solamente en ciertas
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órbitas esféricas las cuales se llaman niveles o capas de energía. Estos niveles
de energía se hallan dispuestos concéntricamente alrededor del núcleo. Cada
nivel se designa con una letra (K, L, M, N,...) o un valor de n (1, 2, 3, 4,...).
El electrón posee una energía definida y característica de la órbita en la cual se
mueve. Un electrón de la capa K (más cercana al núcleo) posee la energía más
baja posible. Con el aumento de la distancia del núcleo, el radio del nivel y la
energía del electrón en el nivel aumentan. El electrón no puede tener una
energía que lo coloque entre los niveles permitidos.
Un electrón en la capa más cercana al núcleo (Capa K) tiene la energía más
baja o se encuentra en estado basal. Cuando los átomos se calientan,
absorben energía y pasan a niveles exteriores, los cuales son estados
energéticos superiores. Se dice entonces que los átomos están excitados.
Cuando un electrón regresa a un Nivel inferior emite una cantidad definida de
energía a la forma de un cuanto de luz. El cuanto de luz tiene una longitud de
onda y una frecuencia características y produce una línea espectral
característica.
La longitud de onda y la frecuencia de un fotón producido por el paso de un
electrón de un nivel de energía mayor a uno menor en el átomo de Hidrógeno
está dada por:
o Para Bohr el átomo sólo puede existir en un cierto número de estados
estacionarios, cada uno con una energía determinada.
o La energía sólo puede variar por saltos sucesivos, correspondiendo cada
salto a una transición de un estado a otro. En cada salto el átomo emite luz
de frecuencia bien definida dada por:
hv = | Ei - Ei |
De esta manera se explican los espectros atómicos, que en el caso del Hidrógeno
los niveles de energía posibles están dados por la fórmula:
E = - (h/R)/n2 , ( n = 1, 2, 3, . . . infinito)
h = 60625 x 10-34 Joule - seg, Const. de Plank
R = 1.10 x 107 m-1 , Const. de Rydberg
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El modelo de Niels Bohr, coincide con el propuesto por Rutherford, admite la
presencia de un núcleo positivo que contiene, prácticamente, toda la masa del
átomo, donde se encuentran presentes los protones y los neutrones.
Los electrones con carga negativa, se mueven alrededor del núcleo en
determinados niveles de energía, a los que determinó estados estacionarios, y les
asignó un número entero positivo. El nivel más cercano tiene el número 1, le sigue
el 2, como se citó en párrafo de éste mismo enunciado (Modelo atómico de Bohr).
Siempre que el electrón se mantenga en la órbita que le corresponde, ni gana ni
pierde energía.
Si un electrón salta de una órbita a otra capta o libera energía en forma de
fotones. La cantidad viene dada por la diferencia de energía entre los dos (02)
niveles.
La energía de cada nivel es mayor en la medida que se aleja del núcleo; sin
embargo, las diferencias entre los niveles va disminuyendo, lo que permite que las
transiciones electrónicas se produzcan con facilidad.
El número de electrones de cada elemento en su estado natural es característico,
puesto que depende de su número atómico. Estos electrones estarán distribuidos
en diferentes niveles energéticos que pueden funcionar como estaciones de paso
para aquellos que reciben suficiente energía para saltar de un nivel a otro. Al
devolverse, la luz que, difractada, produce el espectro característico.
Principios de Incertidumbre
Para poder estudiar las propiedades de un átomo y de sus partículas
constituyentes, es necesario iluminarlo; es decir lograr la incidencia de luz sobre
él; esto trae un cambio en su contenido energético y, a s vez en la posición. En
otras palabras: el estudio del átomo lleva un error necesario que nos impide
hablar con certeza de la posición o contenido energético del mismo.
Esto imposibilita presentar un átomo como hasta el momento se ha hecho, puesto
que se puede describir un espacio donde es muy probable encontrar un electrón,
pero no se pude excluir la posibilidad de que se encuentre en otro lugar.
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Según el principio de incertidumbre no se puede conocer con exactitud la posición
del electrón ni su contenido energético. Esto obliga a usar un nuevo término
"probabilidad", para la descripción del átomo.
E.MODELO ATÓMICO ACTUAL
Entre los conocimientos actuales o no sobre el átomo, que han mantenido su
veracidad, se consideran los siguientes:
La presencia de un núcleo atómico con las partículas conocidas, la casi
totalidad de la masa atómica en un volumen muy pequeño.
Los estados estacionarios o niveles de energía fundamentales en los cuales
se distribuyen los electrones de acuerdo a su contenido energético.
La dualidad de la materia (carácter onda-partícula), aunque no tenga
consecuencias prácticas al tratarse de objetos de gran masa. En el caso de
partículas pequeñas (electrones) la longitud de onda tiene un valor comparable
con las dimensiones del átomo.
La probabilidad en un lugar de certeza, en cuanto a la posición, energía y
movimiento de un electrón, debido a la imprecisión de los estudios por el uso
de la luz de baja frecuencia.
Fue Erwin Schodinger, quien ideó el modelo atómico actual, llamado "Ecuación de
Onda", una fórmula matemática que considera los aspectos anteriores. La
solución de esta ecuación, es la función de onda (PSI), y es una medida de la
probabilidad de encontrar al electrón en el espacio. En este modelo, el área donde
hay mayor probabilidad de encontrar al electrón se denomina orbital.
El valor de la función de onda asociada con una partícula en movimiento esta
relacionada con la probabilidad de encontrar a la partícula en el punto (x,y,z)
en el instante de tiempo t.
En general una onda puede tomar valores positivos y negativos. una onda
puede representarse por medio de una cantidad compleja.
Piense por ejemplo en el campo eléctrico de una onda electromagnética. Una
probabilidad negativa, o compleja, es algo sin sentido. Esto significa que la
función de onda no es algo observable. Sin embargo el módulo (o cuadrado) de la
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función de onda siempre es real y positivo. Por esto, a se le conoce como la
densidad de probabilidad.
La función de onda depende de los valores de tres (03) variables que reciben la
denominación de números cuánticos. Cada conjunto de números cuánticos,
definen una función específica para un electrón. Los modelos estudiados se
pueden apreciar en la Figura No1. Modelos Atómicos
Figura No1: Modelos Atómicos
III. ESTRUCTURA ATÓMICA
La teoría aceptada hoy es que el átomo tiene dos partes: el núcleo y la corteza.
- El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga
positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son
neutras, los neutrones. La masa de un protón (1,67262 × 10–27 kg y una masa
1837 veces mayor que la del electrón ) Nes aproximadamente igual a la de un
neutrón (1,67493 × 10–27 kg). Todos los átomos de un elemento químico tienen en
el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada
elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con
la letra Z
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- La corteza o nube electrónica llamada también corona atómica es la parte
exterior del átomo con una masa de 9,10 × 10–31 kg. En ella se encuentran los
electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran
alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la
de un protón.
La cantidad de electrones de un átomo en su estado basal es igual a la cantidad
de protones que contiene en el núcleo, es decir, al número atómico, por lo que un
átomo en estas condiciones tiene una carga eléctrica neta igual a 0.
Las partes se aprecian en la Figura No 2.Partes de un átomo.
Figura No 2: Partes de un átomo.
IDENTIFICACIÓN DE LOS ÁTOMOS
Los átomos se identifican por el número de protones que contiene su núcleo, ya
que éste es fijo para los átomos de un mismo elemento.
IV. PROPIEDADES QUE DEPENDEN DEL NÚCLEO ATÓMICO
A. NÚMERO ATÓMICO
Es el número de protones y electrones de un átomo. Se representa con la letra Z
y se escribe como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento: ZX.
Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe.
Número atómico = Número protones = Número de electrones
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B. NÚMERO DE MASA
Es la suma del número de protones y del número de neutrones de un átomo. Se
representa con la letra A y se escribe como superíndice a la izquierda del símbolo
del elemento: AX.
Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe.
A = # p + # n
# n = A - # p
De esta manera se pueden identificar el número y tipo de partículas de un átomo:
-----> Este átomo tiene Z = 1 y A = 3. Por tanto, tiene 1 protón, 3 - 1 = 2
neutrones y, como es neutro, tiene 1 electrón.
Si tenemos un ion habrá que sumar o restar electrones a los que tendría si el
átomo fuese neutro.
- Si es un catión habrá perdido electrones y hay que restar el número que
aparezca con la carga positiva:
+2 -----> Este átomo tiene Z = 12 y A = 25. Por tanto, tiene 12 protones, 25 -
12 = 13 neutrones y, al ser positivo, tendrá 2 electrones menos de los que tendría
neutro: 12 - 2 = 10 electrones.
- Si es un anión habrá ganado electrones y hay que sumar el número que
aparezca con la carga negativa:
199F
-1 -----> Este átomo tiene Z = 9 y A = 19. Por tanto, tiene 9 protones, 19 - 9 =
10 neutrones y, al ser negativo, tendrá 1 electrón más de los que tendría si fuese
neutro: 9 + 1 = 10 electrones.
Todo lo explicado se aprecia en la Figura No 3 Propiedades que Dependen del
Núcleo Atómico
A= Z+ # n
# p= A-# n
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´
Figura No 3: Propiedades que Dependen del Núcleo Atómico
ÁTOMOS ISÓTOPOS
Son átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferentes masas. Al
pertenecer al mismo elemento químico presentan las mimas propiedades, pero no
son reconocibles por su masa diferente La diferencia se encuentra en el número
de neutrones presentes en el núcleo.
Ejemplo:
ÁTOMOS ISÓBAROS:
Son átomos que, a pesar de presentar diferente número atómico, tiene masas
iguales. Sus propiedades químicas son diferentes puesto que se trata de
elementos químicos también diferentes.
Ejemplo:
ÁTOMOS ISÓTONOS
Átomos que presentan distinto número de masa, distinto número atómico, pero
tienen igual número de neutrones.
Ejemplo:
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MASA ATÓMICA
Una de las propiedades de un átomo es su masa, la cual se relaciona con el
número de protones, electrones, neutrones de un átomo.
- Se ha escogido el átomo de carbono-12 como átomo de referencia a la que
se le ha asignado una masa de 12 u.m.a. (unidades de masa atómica), ya que
tiene 6 protones y 6 neutrones.
V. ISÓTOPOS Y MASA ATÓMICA
Como hemos visto, no todos los átomos de un mismo elemento son exactamente
iguales. La mayoría de los elementos tienen diferentes isótopos y esto hay que
tenerlo en cuenta para calcular la masa atómica.
La masa atómica de un elemento es la media ponderada de sus isótopos (Por
eso, la masa atómica de un elemento no es un número entero).
A. MASA ATÓMICA PROMEDIO
Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la
masa y también la abundancia relativa de cada isótopo Ejemplo:
El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de 12C y 1,108% de
13C y una cantidad despreciable de 14C.
Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será
(0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335 uma) = 12,011 uma
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Ejemplo:
El cloro tiene 2 isótopos, 3517Cl y 37
17Cl, que se presentan en la naturaleza con una
abundancia del 75,5 % y del 24,5 %, respectivamente.
La masa atómica del cloro será la media ponderada: 35 x 75,5/100 + 37 x
24,5/100 = 35,5 uma.
B. MASA MOLAR DE UN ELEMENTO Y NÚMERO DE AVOGADRO
EL MOL
Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantas entidades
elementales (átomo, moléculas y otras partículas) como el número de átomos que
hay en exactamente 12 gramos de 12C.
Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023
Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro
VI. TABLA PERIODICA
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos
elementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su función
principal es establecer un orden específico agrupando elementos.
Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos
basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius
Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de
las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada
de la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred Werner.
La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos
del desarrollo de la química y la física:
El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica.
El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos.
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La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y,
posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico.
Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico)
y las propiedades periódicas de los elementos
VII. MOLECULA
Es un agregado de por lo menos 2 átomos en una configuración definida.
VIII. IONES
Un ión es un átomo o grupo de átomos que tienen una carga eléctrica. Los iones
con carga positiva se denominan cationes y los que tienen carga negativa se
denomina aniones.
Muchas sustancias normales existen en el cuerpo como iones. Los ejemplos
comunes incluyen sodio, potasio, calcio, cloruro y bicarbonato.
Los iones se pueden crear utilizando radiación, como los rayos X. La radiación
ionizante se utiliza frecuentemente para procedimientos diagnósticos o
terapéuticos.
IX. COMPUESTOS IONICOS
Un compuesto iónico es un compuesto químico formado por dos sustancias con
una diferencia significativa en sus electronegatividades.
Ejemplo:
Un ejemplo de un compuesto iónico es NaCl (Sal de mesa); Cuando se forma un
compuesto iónico, el elemento que tiene mayor electronegatividad (en este caso
Cl) tratará de quitarle electrones al otro con menor electronegatividad (Na) y se
convertirán en anión(-) y catión(+), respectivamente. Los electrones quedan
"prestados" en la última órbita del Cl y al mismo tiempo en la del Na, haciendo que
el Cl complete su octeto (8 electrones, en su última capa).
Lecturas recomendadas:
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA
20
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág
43-46
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21
DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES
I. REACCIONES QUÍMICAS
Es toda transformación en la estructura de la molécula de una o más sustancias
por efectos energéticos.
Una reacción química es el fenómeno por el cual 2 o más sustancias
reaccionantes se combinan dando lugar a la formación de sustancia denominada
productos.
II. CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS
A. Reacciones de descomposición o desdoblamiento
Es cuando por efecto de algún agente energético, un reaccionante se
descompone en dos o más productos
A + B + C
Agente energético
Corriente eléctrica
Ejemplo:
Descomposición térmica o Pirolisis
2 KClO3 2KCl + 3O2
Descomposición eléctrica
2 Na Cl 2Na + Cl2
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22
Corriente eléctrica
B.Reacciones de desplazamiento simple o sustitución
Es cuando una especie química desplaza o sustituye a otra de un compuesto
AB + C AC + B
H2S + Mg MgS + H2
CuSO4+ Zn ZnSO4 + Cu
Por ejemplo, el magnesio metálico reemplaza al hidrógeno de una solución de
ácido clorhídrico. Pero el cobre metálico, que está abajo del hidrógeno en la lista y
por lo tanto es menos reactivo, no reemplaza al hidrógeno del ácido clorhídrico. A
continuación aparece la ecuación de la reacción entre el magnesio metálico y el
ácido clorhídrico acuoso para formar cloruro de magnesio y gas hidrógeno:
Un metal muy activo, como el sodio, puede desplazar al gas hidrógeno del agua.
En este tipo, solamente uno de los átomos de hidrógeno es desplazado, debido a
la pequeña cantidad de H+ formado a partir de la molécula de H-OH.
Otro ejemplo de reacción de simple desplazamiento, es la que ocurre entre en
cinc sólido que reacciona con ácido clorhídrico para producir cloruro de cinc
acuoso más gas hidrógeno de acuerdo a la siguiente ecuación:
Hay reacciones de simple desplazamiento en las cuales toman parte los no
metales. Por ejemplo, para los halógenos, la serie será: flúor, cloro, bromo, yodo,
así es que el cloro libre desplazará al bromo de un compuesto y el bromo
desplazará al yodo de un compuesto.
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23
Observe que la actividad de los no metales está relacionada con su habilidad de
ganar electrones y formar iones negativos, mientras que la actividad de los
metales está relacionada con su tendencia a perder electrones para formar iones
positivos. Cuando se escriben reacciones de simple desplazamiento en donde
participan los halógenos, tenga en cuenta que en estado libre todos los halógenos
existen como moléculas diatómicas.
Considere los siguientes ejemplos:
C. Reacciones de doble desplazamiento
AB + CD CB + AD
Esta reacción puede considerarse como un intercambio de grupos positivos y
negativos, en la que A se combina con D y C se combina con B. Al escribir las
fórmulas de los productos debemos tener en cuenta las cargas de los que se
combinan.
En muchas de estas reacciones se forman sustancias insolubles. Por tanto, para
producir los productos que se forman aquí, hay que familiarizarse con algunas
reglas de solubilidad muy comunes. Estas pueden resumirse de la siguiente
forma:
1. Solubles: compuestos de los metales IA; compuestos de amonio (NH4+);
nitratos, la mayoría de los cloruros excepto AgCl, PbCl2 y el Hg2Cl2 y la
mayoría de los sulfatos excepto los sulfatos de Ca+2
, Sr+2
, Ba+2
y el Pb+2
.
2. Insolubles: óxidos, hidróxidos, carbonatos y fosfatos, excepto para
aquellos metales del grupo IA y el amonio; sulfuros excepto aquellos
del IA y los elementos del IIA y el amonio.
Considere los siguientes ejemplos:
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24
El nitrato de plata en solución acuosa reacciona con cloruro de sodio también en
solución acuosa para formar el precipitado de cloruro de plata, quedando en
solución el nitrato de sodio según la siguiente ecuación:
Otro ejemplo lo constituye la reacción entre dos soluciones, una de nitrato de
plomo (II) y la otra de cromato de potasio. Se forma un precipitado color amarillo
de cromato de plomo (II) y queda en solución nitrato de potasio según la siguiente
ecuación:
En el siguiente ejemplo, reacciona nitrato de plomo (II) con una solución de
yoduro de potasio para formar un precipitado color amarillo de yoduro de plomo
(II) según la siguiente ecuación:
Al analizar cada una de las anteriores ecuaciones, se observa que uno de los
productos formados es un precipitado, que es un sólido insoluble en el medio de
reacción. Lo anterior se puede deducir a partir de las reglas de solubilidad.
Otro tipo de reacción de doble desplazamiento comprende la formación de
sustancias no ionizadas, como el agua y el dióxido de carbono. Por ejemplo,
cualquier carbonato, aún en estado sólido o en solución acuosa, reacciona con un
ácido para formar agua y dióxido de carbono, más una sal, según la siguiente
ecuación:
Disociación
Cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua éstos se separan en
sus iones, este proceso se llama disociación (ionización).
Se sabe que los compuestos iónicos se disocian cuando se disuelven en
agua porque la solución conduce la electricidad.
D. Reacciones de composición de combinación
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25
Es cuando dos o más reaccionantes se combinan para formar un producto. Se
denomina también productos o reaccionantes.
A + B + C D
Ejemplo:
SO3 + H2O H2SO4
ANHIDRIDO SULFURICO ACIDO SULFURICO
E. Reacciones de neutralización
Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base,
generalmente en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una
sal, un ejemplo es el producto de la reacción ácido-base del HCl con NaOH
HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(liq)
Las soluciones acuosas son buenas conductoras debido a la presencia de
iones positivos y negativos a estos compuestos se les llama electrolitos. Los
compuestos iónicos que se disocian completamente se conocen como
electrolitos fuertes, un ejemplo de ellos es el NaCl.
Las constantes de equilibrio para la disociación de electrolitos son llamadas
constantes de disociación, un ejemplo de disociación es la del agua:
2H2O H3O+ OH
Los subíndices se utilizan por comodidad, para las diferentes constantes:
Ka = constante de disociación de ácido
Kb = constante de disociación de base
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26
Kw = constante de disociación del agua o de autoprotólisis = 1*10-14 o
producto iónico del agua.
Este producto indica que en agua pura o en cualquier solución acuosa deben
estar presentes iones hidrógeno y oxhidrilo, el producto de sus
concentraciones debe ser una constante igual a
Kw =1*10-14
H2O H+ OH
En el agua se ha establecido una escala de pH el cual está definido como el –
log[H+] donde:
Medio ácido Medio básico
0 7 14
• Ácido: sustancia que al disolverse en agua H2O genera iones H+
Los ácidos se clasifican en fuertes, fuerza media y débiles.
Los ácidos fuertes se disocian completamente, cuando se disuelven en agua.
Ejemplos: H2SO4,HCl, HNO3, HClO4. Ka = ∞
HCl H+ + Cl-
0.1M 0.0999 0.1M
pH= -log
pH = -log [H+]=-log[Ac. Fuerte]
Los ácidos de fuerza media se disocian parcialmente, sus constantes de acidez
o de disociación son mayores a 1 * 10-3 aproximadamente.
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27
Los ácidos débiles: No se disocian completamente. Entre más pequeña es la
constante de acidez (Ka), más débil es la acidez. Son ácidos débiles aquellos que
tienen constantes de acidez menores o iguales a 1*10 -3
AH A- + H+
c – x x x
Ka =
Constante de disociación de un ácido
Ka=
Ka( c-x) = x2
Kac- Kax= x2
x2+ Kax- Kac
10-1, 10-2, 10-3, 10-4 normal
X2 = Kac
10-5, 10-6, 10-7 simplificada
Base: sustancia capaz de donar iones OH-.
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28
Bases fuertes: se disocian al 100%, dona todos sus OH-. Son las bases de los
metales alcalinos y alcalinotérreos como NaOH, KOH, Ba(OH) 2, Ca(OH) 2. Kb = ∞
NaOH Na + + OH-
pOH= -log
pH = 14 + log [OH-]
Bases débiles: No se disocian completamente.
BOH B- + OH+
c – x x x
Constante de disociación de una base Kb =
Kb=
Kb( c-x) = x2
Kbc- Kbx= x2
x2+ Kbx- Kbc
10-1, 10-2, 10-3, 10-4
X2 = Kbc
10-5, 10-6, 10-7 simplificada
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Ácido conjugado:
Es el producto de la adición de un protón con una base de Bronsted.
A un ácido muy fuerte le corresponde una base conjugada muy débil. A una base
muy fuerte le corresponde un ácido conjugado muy débil.
Relación entre la constante de acidez de un ácido y la constante de basicidad de
su base conjugada.
pKb = 14 – pKa
Ácidos polipróticos:
Son los que pueden donar más de 1 protón. Ejemplos: H3PO4, H2SO4, H2CO3,
H2SO3.
Primera disociación:
H2SO4 H+ + HSO4 - Ka1 = ∞
Base conjugada
Segunda disociación:
HSO4 - H+ + SO4
-2
Ácido Base conjugada
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30
Anfótero: Es aquella sustancia que se comporta como ácido y como base.
Tienen la capacidad de reaccionar consigo mismos.
El HSO4- es un anfótero. Ejemplos: H2O, HCO3
- , H2PO4-, HPO4-.
El pH de un anfótero no depende de la concentración del mismo El pH de una
solución de anfótero se calcula por la semisuma de los pKa. La fórmula es igual
que para las sales cuyos iones tienen propiedades ácido-base
TEORIA DE ARRHENIUS
Definió de que, en las reacciones ácido-base de Arrhenius, se forma una sal y
agua a partir de la reacción entre un ácido y una base.5 En otras palabras, es
una reacción de neutralización.
Ácido+ + base− → sal + agua
Los iones positivos procedentes de una base forma una sal con los iones
negativos procedentes de un ácido. Por ejemplo, dos moles de la
base hidróxido de sodio (NaOH) pueden combinarse con un mol de ácido
sulfúrico (H2SO4) para formar dos moles de agua y un mol de sulfato de sodio.
2 NaOH + H2SO4 → 2 H2O + Na2SO4
TEORÍA ÁCIDO-BASE DE BRØNSTED-LOWRY.
La definición de Brønsted-Lowry, formulada independientemente por sus dos
autores Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry en 1923, se basa en la
idea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de los
ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" iones hidrógeno (H+) a
las bases, quienes a su vez, los "aceptan".8 A diferencia de la definición de
Arrhenius, la definición de Brønsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y
agua
Así, la definición de Brønsted-Lowry abarca la definición de Arrhenius, pero
también extiende el concepto de reacciones ácido-base a sistemas en los que
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31
no hay agua involucrada, tales como la protonación del amoníaco, una base,
para formar el catión amonio, su ácido conjugado:
H+ + NH3 → NH4+
Esta reacción puede ocurrir en ausencia de agua, como en la reacción del
amoníaco con el ácido acético:
CH3COOH + NH3 → NH4+ + CH3COO−
Esta definición también proporciona un marco teórico para explicar la
disociación espontánea del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e
hidróxido:
2 H2O H3O+ + OH−
Buffer, Tampón o Solución Reguladora:
Las soluciones reguladoras de pH son aquellas que son capaces de mantener el
pH de las mismas a pesar de que se agreguen pequeñas cantidades ya sea de
bases o de ácidos. Se preparan disolviendo un ácido y la base conjugada del
mismo par, por ejemplo ácido acético- acetato de sodio. Una solución reguladora
será más efectiva cuando la concentración del ácido y de su par conjugado sea
igual. Esto es, el pH se mantendrá en un valor igual al del pKa según la fórmula
siguiente:
Ec.de Henderson Hasselbach
Ejemplo:
1. De un buffer la concentración de hidrogeniones H+ es 1.75x10-5 su
concentración en sal es 0.1404 y de ácido es 0.3191. Calcular el pH de dicha
solución?
pH= -log
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32
pH= -log
pH=4.757
Consideraciones:
Mientras más se aproxime el pH al pK, más efectivo será el pK.
Mientras mayor concentración tenga el ácido y la sal mayor será la
resistencia del buffer.
3. Prepare un buffer o amortiguador de CH3-COOH y CH3COONa de pH 4.5 y
pKa es 4.757 para 0.5litros de sal a 0.5Molar
-
-
+
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Calcular los gramos de CH3COONa
0.5 L x 0.5 mol/l x 82 g/mol = 20.5g Para medio litro
Calcular los gramos de CH3COOH
0.5 L x 0.904 mol/l x 60 g/mol = 27.12g Para medio litro
F. Reacciones de precipitación
Las reacciones de precipitación son aquellas en las que el producto es un sólido;
se utilizan en los métodos gravimétricos de análisis y en las titulaciones por
precipitación.
• Métodos gravimétricos:
Se basan en las mediciones de masa, donde la sustancia a analizar se convierte
en un precipitado escasamente soluble; se filtra, se lava para eliminar impurezas,
se convierte mediante el tratamiento térmico adecuado en un producto de
composición conocida y finalmente se pesa.
• Métodos por titulación:
Se basan en la medición de la cantidad de un reactivo de concentración conocida
que se consume por la sustancia a analizar, formando un precipitado. Es
necesario añadir un indicador colorido que indique el punto final de la reacción.
• Solubilidad:
Máxima cantidad de soluto que es posible disolver en un litro de agua. Cuando
está expresado en mol/L se llama solubilidad molar (s), cuando se expresa en g/L
o mg/L es solubilidad(S) .
Factores que afectan la solubilidad:
• La temperatura:
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34
En la mayoría de los casos la solubilidad de una sustancia sólida aumenta con la
temperatura; en los gases la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura.
• La presión:
Para fines prácticos, la presión externa no tiene influencias sobre la solubilidad de
líquidos y sólidos pero si influye sobre la solubilidad de los gases. Ley de Henry:
la solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la
disolución.
• La adición de un ion común (efecto del ion común):
Es el efecto que produce agregar determinada concentración de un ion que es
común con uno de los iones de la sal cuando ambos se encuentran en la misma
solución, dando como resultado la disminución de la solubilidad. El ion común
desplaza el equilibrio de acuerdo con el principio de LeChatelier. Ejemplo
• Efecto salino
Es el efecto que produce agregar determinada concentración de un ion que no es
común con uno de los iones de la sal cuando ambos se encuentran en la misma
solución, dando por resultado el aumento de la solubilidad.
Lecturas recomendadas:
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág 82
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35
DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES
I. BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS
En toda reacción química se cumple la Ley de la Conservación de la Masa.
Balancear una ecuación química es igualar el número de átomos, iones o
moléculas de las partes de las sustancias reactantes, sea igual al de los
productos. Para ello se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son los
números que se colocan delante de las fórmulas y que indican el número de
átomos y moléculas de cada sustancia que interviene en una reacción química.
Hay que diferenciar claramente entre el numero que se sitúa delante de las
fórmulas y los subíndices, números pequeños que se colocan en la parte inferior
de los símbolos químicos de las fórmulas. Los primero indican el número de
moléculas que intervienen en una reacción químicas y los subíndices señalan el
número de átomos que entran a formar parte de una molécula y la nueva fórmula
corresponde a otro compuesto diferente
Una ecuación química de información de las sustancias químicas que están
presentes en la reacción y de la proporción en que estas están reaccionando
Ejem:
3H2 + N2 2NH3
En esta ecuación química el hidrogeno reacciona con e el nitrógeno para formar
amoniaco; tres moléculas de hidrogeno reaccionan con una molécula de nitrógeno
para formar dos moléculas de amoniaco.
En esta ecuación química el hidrogeno reacciona con el nitrógeno para formar
amoniaco; tres moléculas de hidrogeno reaccionan con una molécula de nitrógeno
para formar dos moléculas de amoniaco.
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36
II. METODOS PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS
- Balanceo por tanteo o simple inspección
- Coeficientes indeterminados
- Número de oxidación
- Ión – electrón
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación por tanteo
H2SO4 + Al (OH) Al2 (SO4)3 + H2O
Verificamos los átomos del metal: Aluminio como hay dos átomos de Al en el
segundo miembro y sólo uno en el primer miembro se multiplica por 2 al Al( OH) 3
H2SO4 + 2 Al (OH)3 Al2 (SO4)3 + H2O
Verificamos el número de átomos del ametal: azufre. En el segundo miembro
aparecen 3 átomos de azufre y uno en el primero, luego se multiplica por 3 al
H2SO4
3H2SO4 + 2 Al (OH)3 Al2 (SO4)3 + H2O
Verificamos el número de átomos de hidrogeno: en el primer miembro en total hay
12 átomos de hidrogeno, mientras en el segundo miembro hay dos, en
consecuencia se multiplica por 6 al H2O.
3H2SO4 + 2 Al (OH)3 Al2 (SO4)3 + 6H2O
La verificación de átomos de oxigeno, nos sirve para verificar la ecuación está o
no correctamente balanceada. La cantidad total de átomos de oxigeno en ambas
partes debe ser la misma para que la ecuación este correctamente balanceada.
3H2SO4 + 2 Al (OH)3 Al2 (SO4)3 + 6H2O
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Comprobación
Al= 2 Al= 2
S=3 S= 3
H=12 H= 12
O= 18 O= 18
III. REGLAS PARA DETERMINAR EL ESTADO DE OXIDACIÓN
Para encontrar el número de oxidación de un átomo, se aplica las siguientes
reglas:
1) Todo elemento que se encuentra en estado LIBRE (sin combinarse) en
cualquiera de los miembros de una ecuación, tiene valencia CERO. Ejm. Nao, Ago,
, , etc.
2) El número de oxidación del hidrogeno en los compuestos es generalmente +1,
excepto en el caso de los hidruros metálicos en donde es -1. Ejem.
H+1Cl-1, ,
3) El número de oxidación de oxidación del oxígeno en los compuestos es
generalmente -2, excepto en los peróxidos en donde es -1; o en los compuestos
fluorados en donde puede ser +2. Ejem.
,
4) Los metales actúan con valencia positiva, cuando están unidos a los ametales.
Ejem:
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38
5) Los ametales actúan siempre con valencia negativa, cuando están unidos a los
metales, o al hidrógeno.
6) Los elementos que no cambian de número de oxidación durante la reacción
química ni se oxidan ni se reducen.
7) La suma algebraica de los números de oxidación positivos y negativos de todos
los átomos de una molécula neutra es igual a CERO.
El número de valencias oxidadas tiene que ser igual al número total de valencias
reducidas, porque el número de electrones perdidos es igual al número de
electrones ganados. Ejem:
8) La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un ión poli
atómicos, es igual a la carga del ión. Ejem:
(SO4)-2 S+6 O -8= -2
IV. REACCIONES REDOX O DE ÓXIDO REDUCCIÓN (REDOX)
Las reacciones donde hay una transferencia de electrones y variación en el
número o estado de oxidación de un elemento se denominan reacciones de óxido
– reducción. Es decir, un elemento pierde electrones y otro gana.
El término REDOX proviene de dos palabras: Reducción y Oxidación.
Red ox
e
Las reacciones redox, son aquellas reacciones químicas en los cuales los estados
de oxidación de los elementos intervienen experimentan un cambio.
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39
Son las reacciones en las que algunos elementos sufren cambio de valencia de
modo que su valencia en los productos es distinta a la que tienen en los
reaccionantes.
Los fenómenos de oxidación y reducción son simultáneos, pues los electrones
que ganan un elemento los pierde otro. Por eso el fenómeno se le considera
como uno solo y se le llama oxido-reducción
A. Oxidación
De acuerdo a la teoría electrónica se entiende por oxidación, a todo aquel proceso
químico donde un átomo, molécula, ión pierde electrones.
Oxidación es el aumento de valencia positiva por pérdida de electrones.
Cuando un átomo pierde electrones, decimos que se está oxidando, porque
aumenta su número de oxidación.
Ejem:
Fe++ Fe+++ + 1e-
Cuo Cu++ + 2e-
Alo Al+++ + 3e-
B. Reducción
Es aquel proceso donde un átomo, molécula o ión gana electrones.
La reducción es la disminución de valencia positiva por ganancia de electrones.
Cuando un átomo gana electrones, decimos que se está reduciendo, porque
disminuye su número de oxidación.
Ejem:
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40
Sn+4 + 2e- Sn+2
N+5 + 8e- N-3
Cu+2 + 2e- Cuo
+ 4e-
+ 2e-
La oxidación y reducción es un movimiento simultáneo de electrones, del
elemento que se oxida hacia el elemento que se reduce
En la oxidación el átomo incrementa su número de oxidación, mientras que en la
reducción disminuye, por lo tanto para poder comprender mejor podemos colocar
el siguiente esquema con los números de oxidación.
OXIDACIÓN
-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
REDUCCIÓN
Por ejemplo un elemento que pasa de la casilla -3 a la casilla +2 se habrá oxidado
en 5 valencias, pues habrá perdido 5 electrones; en cambio un elemento que
haya pasado de la casilla +4 a la +1 se habrá reducido en 3 valencia por ganancia
de 3 electrones.
V. AGENTES OXIDANTES Y AGENTES REDUCTORES
Son agentes oxidantes, las sustancias que originan la oxidación de otras. Para
que una sustancia se oxide (pierda electrones) es necesario la presencia de otra
sustancia que pueda recibir dichos electrones. AGENTE OXIDANTE.
“El número de electrones perdidos es igual al número de electrones ganados”
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41
Son agentes reductores, las sustancias que originan la reducción de otras. Para
que una sustancia se reduzca (gane electrones) es necesario la presencia de otra
sustancia que pueda otorgar dichos electrones AGENTE REDUCTOR
Oxidación = pérdida de electrones
Reducción = ganancia de electrones
Oxidante = agente que recibe los electrones
Reductor = agente que entrega los electrones
Nao + Clo Na+1 Cl-1
El Na, en el primer miembro actúa con valencia cero porque está al estado libre;
en el segundo miembro actúa con +1, por lo tanto se ha oxidado, debido a que ha
perdido 1 electrón. ( El Cl ha actuado de agente oxidante)
El Cl, en el primer miembro actúa con valencia cero porque está al estado libre;
en el segundo miembro actúa con -1, se ha reducido porque ha ganado 1 electrón
( el Na ha actuado como agente reductor)
Lecturas recomendadas:
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág 82-
108
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42
DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES
BALANCEO DE ECUACIONES REDOX
I. MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN O REDOX
Para lo cual debemos seguir los siguientes pasos:
a) Se escribe la ecuación esquemática a balancear:
HNO3 + HI NO + I2 H2O
b) Se identifican los átomos que se oxidan o que se reducen:
+1+5-2 +1-1 +2-2 0+1 -2
HNO3 + HI NO + I2 H2O
Como se observa, los elementos que cambian de valencia son el N y I
Oxida: I-1 -2e- (se oxida en dos valencias una
para cada yodo)
Reduce: N+5 -3e- N+2 ( se reduce en tres valencias)
c) Una vez identificados los átomos que se oxidan y que se reducen, se forman
semireacciones balanceadas de tal manera que existan igual cantidad de átomos
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43
en ambos lados, enseguida se determina el número de electrones ganados y
perdidos intercambiando los números de oxidación.
I-1 -2e- (x3) (a)
N+5 -3e- N+2 (x2) (b)
d) Se igualan las cargas haciendo que el número de electrones perdidos sea igual
al número de electrones ganados, inmediatamente se suman ambas reacciones.
En este ejemplo, se multiplica por 3 la semireacción (a) y por 2 a la semireacción
(b)
6I-1 -6e- 3
2N+5 -6e- 2N+2
Sumando 6I-1 + 2N+5 3 + 2N+2
e) Los coeficientes obtenidos se colocan en la ecuación planteada.
2HNO3 + 6HI 2NO + 3I2 H2O
f) Se termina de balancear por tanteo:
Los 8 átomos de H en la izquierda deben igualarse con 8 átomos de H a la
derecha; luego, debemos multiplicar por 4 al H2O a la derecha, entonces la
ecuación final y completa será:
2HNO3 + 6HI 2NO + 3I2 4H2O
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44
EJERCICIOS PROPUESTOS
1) HgCl2 + SnCl2 SnCl4 +HgCl
2) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 K2SO4+MnSO4+Fe2 (SO4)3+H20
II. MÉTODO DEL ION ELECTRÓN
Se utiliza para balancear ecuaciones iónicas dependiendo del medio donde se
realiza (ácido, básico, neutro).
La mayor parte de las reacciones que ocurren en el Laboratorio, se realizan en
disolución acuosa, está puede ser acida, básica o neutra en estos casos,
generalmente se dan todos los reactivos o productos, si no solamente aquellos
que han sufrido cambios en estados de oxidación, el resto de los datos deben ser
puestos por uno mismo.
Ejemplo 1:
Balancear la siguiente ecuación en medio acido:
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45
+ H2SO3 Mn+2 + (SO4)-2
1) Con los átomos que han cambiado el número de oxidación se forman
semirreacciones; en donde: el número de átomos de cada elemento será el
mismo para ambos lados.
+7 -2
+1 +4 -2
H2SO3
Luego: Mn+7 Mn+2
S+4 S+6
2) Se determinan el número de electrones ganados y perdidos para ambas
semireacciones.
Luego:
Mn+7 +5e- Mn+2
S+4 +2e- S+6
3) Se balancean ambas semireacciones; en donde: el número de electrones
ganados es igual a los perdido, esto se logra multiplicando por 2 la semireacción I
y por 5 ala semi reacción (II)
2Mn+7 +10e- 2Mn+2
5S+4 - 10e- 5 S+6
2Mn+7 + 5S+4 2Mn+2 + 5 S+6
4) Los coeficientes así obtenidos se colocan en la ecuación planteada
2 + 5 H2SO3 2 Mn+2
+ 5(SO4)-2
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46
5) Se balancean; por cada carga positiva se usa H+ y por cada carga negativa se
usa OH-
En medio acido se usa H+ para igualar las cargas positivas
En medio básico se usa OH- para igualar las cargas negativas
En medio neutro se usa H+ o OH- pero en el segundo miembro de la
ecuación
En el ejemplo en medio acido usaremos H+
2 + 5 H2SO3 2 Mn+2 + 5(SO4)-2
2(-1) + 5(0) 2(+2) + 5(-2)
-2 -6
Faltan 4 cargas positivas a la derecha, por lo tanto se debe agregar 4H+
2 + 5 H2SO3 2 Mn+2 + 5(SO4)-2 +4H+
6) Se balancean los átomos de hidrogeno añadiendo H2O a algunos de los
miembros de la ecuación. En el ejemplo hay1 OH en el primer miembro, en
consecuencia, se añade 3
H2O para que en total haya 1 OH en el segundo miembro.
2 + 5 H2SO3 2 Mn+2
+ 5(SO4)-2
+4H+ +3H2O
Ejemplo 2:
Balancear la siguiente ecuación en medio básico
+ )-2 +
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47
1) Se detectan los átomos que sufren cambio en el número de oxidación
+7 +3 +6 +5
+ -2 +
2) Se determinan la ganancia y pérdida de electrones en cada semireacción:
Mn+7 +1e- Mn+6
N+3 -2 e- N+5
3) Se balancean cargas y se suman ambas semireacciones es.
2Mn+7 +2e- 2Mn+6
N+3 -2 e- N+5
2Mn+7 + N+3 2Mn+6 + N+5
4) Los coeficientes se colocan en la ecuación planteada y luego se balancean
cargas OH- por ser el medio básico
2 + 2 -2 +
2(-1) + 1(-1) 2(-2) + 1(-1)
-3 -5
Se observa que faltan 2 cargas negativas en el primer miembro; en consecuencia
se agregan 2 OH- al primer miembro
2 + + 2 2 -2 +
5) Se balancean los átomos de hidrógeno añadiendo agua
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48
2 + + 2 2 -2 + +
EJERCICIOS PROPUESTOS
1) Ajuste la ecuación en medio ácido
(Cr2O7)= + Fe+2 Cr+3 + Fe+3
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49
2) Ajuste la ecuación en medio básico
- + - + =
Lecturas recomendadas:
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág 82-
108
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50
DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES
ENLACES QUÍMICOS
I. CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO
Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.
Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden, aceptan o comparten
electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de qué forma se
unirá un átomo con otro y las características del enlace.
A. REGLA DEL OCTETO.
El último grupo de la tabla periódica VIII A (18), que forma la familia de los
gases nobles, son los elementos más estables de la tabla periódica. Esto se
debe a que tienen 8 electrones en su capa más externa, excepto el Helio que
tiene sólo 2 electrones, que también es una configuración estable.
Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten
electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo
(excepto los cuatros primeros elementos), esto es lo que se conoce como la
regla del octeto.
II. ENERGÍA DE IONIZACIÓN
La energía de ionización. es la cantidad de energía que se requiere para retirar
el electrón más débilmente ligado al átomo. La energía de ionización en los
periodos aumenta de izquierda a derecha y en los grupos, aumenta de abajo
hacia arriba.
Los metales tienen bajas energía de ionización y fácilmente ceden sus
electrones. En cambio, los no metales tienen alta energía de ionización y
difícilmente ceden sus electrones.
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51
III. AFINIDAD ELECTRÓNICA
Cantidad de energía desprendida o absorbida cuando un átomo gana un
electrón adicional. Es la tendencia de los átomos a ganar electrones. La
afinidad electrónica aumenta en los periodos de izquierda a derecha, y en los
grupos de abajo hacia arriba.
IV. ENLACE IÓNICO
A. CARACTERÍSTICAS:
Está formado por metal y no metal
No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones
negativos) y cationes (iones positivos).
Los metales ceden electrones formando cationes, los no metales aceptan
electrones formando aniones.
B. FORMACIÓN DE ENLACES IÓNICOS
Ejm: NaF
Na: metal del grupo IA ENLACE IÓNICO
F: no metal del grupo VIIA
Para explicar la formación del enlace escribimos la configuración electrónica de
cada átomo:
11Na: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Electrones de valencia = 1
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52
9F: 1s2, 2s2, 2p5 Electrones de valencia = 5 +2 = 7
Si el sodio pierde el electrón de valencia, su último nivel sería el 2, y en éste
tendría 8 electrones de valencia, formándose un catión (ión positivo) Na1+.
El flúor con 7 electrones de valencia, solo necesita uno para completar su
octeto, si acepta el electrón que cede el sodio se forma un anión (ion negativo)
F1-.
Esta transferencia de electrones entre el sodio y el flúor, permite que ambos
elementos tengan 8 electrones en su nivel más externo.
La estructura de Lewis del compuesto se representa de la siguiente forma:
Como el catión es quien cede los electrones, éstos no se indican.
Pero en el anión si ya que está ganando electrones. Se representa con rojo el
electrón que ganó el flúor, completando así su octeto.
Otro ejemplo: MgBr2
Mg: metal del grupo II A
Br: no metal del grupo VIIA
METAL + NO METAL IÓNICO
No es necesario hacer la configuración sino solo la estructura de Lewis de cada
elemento. Recuerde, el número de grupo en romano, para los
representativos, indica el número de electrones de valencia. Nosotros solo
usaremos compuestos formados por elementos representativos.
El átomo de Mg pierde sus 2 e- de valencia, y cada Br acepta uno para
completar el octeto.
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53
Los átomos de Br completan su octeto gracias a uno de los dos electrones
cedidos por el Mg, el cual también queda con 8 electrones en un nivel más bajo
IV. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
Los compuestos formados por enlaces iónicos tienen las siguientes
características:
Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un líquido o un gas.
Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
Son solubles en solventes polares como el agua.
En disolución acuosa, son buenos conductores de la corriente eléctrica.
V. ENLACE COVALENTE
A. CARACTERÍSTICAS.
Está basado en la compartición de electrones. Los átomos no ganan ni
pierden electrones, COMPARTEN.
Está formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.
Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo
del compuesto que se forma.
B. FORMACIÓN DE ENLACES COVALENTES
ANIÓN
ANIÓN
CATIÓN
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Ejemplificaremos, con elementos que existen como moléculas diatómicas Cl2,
cloro molecular, formado por dos átomos de cloro. Como es un no metal, sus
átomos se unen por enlaces covalentes.
El cloro es un elemento del grupo VII A
El átomo de cloro sólo necesita un electrón para completar su octeto. Al unirse
con otro átomo de cloro ambos comparten su electrón desapareado y se forma
un enlace covalente sencillo entre ellos.
Este enlace se representa mediante una línea entre los dos átomos.
La línea roja representa un enlace covalente sencillo, formado por dos
electrones. Estos electrones se comparten por igual por ambos átomos.
O2 La molécula de oxígeno también es diatómica. Por ser del grupo VIA la
estructura de Lewis del oxígeno es:
Al oxígeno le hacen falta dos electrones para completar su octeto. Cada
oxígeno dispone de 6 electrones, con los cuales ambos deben tener al final
ocho electrones. Por lo tanto el total de electrones disponibles es:
2 x 6 e- = 12 e- menos dos que se ocupan para el enlace inicial restan 10.
Estos 10 e- se colocan por pares al azar entre los dos átomos.
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Ahora revisamos cuántos electrones tiene cada átomo alrededor. Observamos
que el oxígeno de la derecha está completo, mientras que el de la izquierda
tiene solo seis.
Recuerde que el enlace indicado con la línea, cuenta como 2 para ambos
átomos. Entonces uno de los Enlace pares que rodean al oxígeno de la
derecha, se coloca entre los dos átomos formándose un doble enlace, y de esa
forma los dos quedan con 8 electrones. Covalente
La molécula queda formada por un enlace covalente doble, 2 pares de
electrones compartidos y 4 pares de electrones no enlazados.
N2 El nitrógeno, otra molécula diatómica, está ubicado en el grupo VA, por
lo tanto cada nitrógeno aporta 5 electrones x 2 átomos = 10 electrones, menos
los dos del enlace inicial son un total de 8 electrones.
Ambos átomos están rodeados por solo 6 electrones, por lo tanto, cada uno de
ellos compartirá uno de sus pares con el otro átomo formándose un triple
enlace.
La molécula queda formada por un enlace covalente triple, 3 pares de
electrones enlazados y dos pares de electrones no enlazados.
En los compuestos covalentes formados por 3 elementos o más, siempre debe
seleccionarse un átomo como central para hacer el esqueleto básico del
compuesto. Para esto se siguen las siguientes reglas:
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Ejemplos:
CO2 (dióxido de carbono)
TRES ÁTOMOS NO METÁLICOS COVALENTE
Las estructuras de Lewis del carbono y el oxígeno son:
El carbono es un elemento muy especial, y sus característica han demostrada
que acomoda sus electrones de valencia de la manera indicada.
Total de electrones de valencia:
C 1 x 4 electrones = 4 electrones
O 2 x 6 electrones = 12 electrones + 116 electrones
El carbono es el átomo central, por lo que se gastan cuatro electrones, y los 12
restantes se acomodan en pares al azar.
En esta estructura sólo el carbono ha completado su octeto, entonces los pares
no enlazantes del carbono, son los que deben compartirse con cada oxígeno
para que éstos también completen su octeto. La estructura final sería:
El átomo central es de un elemento unitario (o sea que solo hay un átomo de ese elemento en la molécula).
El oxígeno y el hidrógeno no pueden ser átomos centrales.
El carbono tiene preferencia como átomo central sobre el resto de los elementos.
En compuestos que contengan oxígeno e hidrógeno en la misma molécula, el hidrógeno nunca se enlaza al átomo central, sino que se enlaza al oxígeno, por
ser éste el segundo elemento más electronegativo.
El hidrógeno no cumple la regla del octeto, sino que es estable al lograr la configuración del gas noble helio con 2 electrones en su último nivel.
Los átomos deben acomodarse de tal forma que la molécula resulte lo más
simétrica posible.
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La estructura está formada por 2 enlaces covalentes dobles, 4 pares de
electrones no enlazantes y 4 pares enlazados.
HNO3 (ácido nítrico)
H, N y O son tres no metales entonces el tipo de enlace es covalente. Las
estructuras de Lewis son:
Electrones de valencia totales:
H 1 x 1e- = 1
N 1 x 5 e- = 5
O 3 x 6 e- = 18 +
24 electrones de valencia totales
El nitrógeno es el átomo central, por lo que se ocupan tres enlaces covalentes
para enlazar los oxígenos y uno más para enlazar el hidrógeno a uno de los
oxígenos. Recuerde que una de las reglas establece que:
Se selecciona el oxígeno que está abajo porque de esta forma la molécula es
más simétrica.
En compuestos que contengan oxígeno e hidrógeno en la misma molécula, el
hidrógeno nunca se enlaza al átomo central, sino que se enlaza al oxígeno, por ser
éste el segundo elemento más electronegativo.
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Son cuatro enlaces covalentes, por tanto a los 24 total le restamos 8 y resultan
16 electrones que se acomodan por pares en forma aleatoria en los oxígenos y
el nitrógeno. Recuerde que el hidrógeno se completa con 2 electrones, porque
adquiere la estructura estable del primero de los gases nobles, el helio
Los oxígenos laterales están completos, el nitrógeno y el hidrógeno también lo
lógico sería pensar que el nitrógeno coloque su par no enlazante de tal forma
que se complete el octeto del oxígeno, pero esto no es correcto, porque el
oxígeno solo puede formar 2 enlaces, y de esa manera tendría tres así como el
carbono forma máximo 4 enlaces, el nitrógeno forma 3 y el oxígeno solo forma
2 por lo tanto, ese doble enlace que necesita la estructura debe estar entre el
nitrógeno y uno de los oxígenos laterales:
Es cierto que la estructura no tiene simetría, pero no hay otra forma de
acomodarla y esta es la correcta.
Por tanto la estructura de HNO3 tiene:
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4 enlaces covalentes, 3 sencillos y uno doble
5 pares de electrones enlazados
14 electrones no enlazados (7 pares)
Para comprobar que sus respuestas son lógicas los electrones enlazados + los
no enlazados = electrones totales de valencia. SO3 (trióxido de azufre)
Electrones de valencia:
S 1 x 6 e- = 6
O: 3 x 6 e- = 18 +
24
24 – 6 = 18 electrones colocados al azar.
Uno de los electrones enlazados está incompleto. El azufre coloca su par no
enlazante con ese oxígeno
La estructura tiene:
3 enlaces covalentes, uno doble y dos sencillos.
8 electrones compartidos (4 pares)
16 electrones no enlazados (8 pares)
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VI. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
Las características de los compuestos unidos por enlaces covalentes son:
Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de
la materia: sólido, líquido o gaseoso.
Sus disoluciones no conducen la corriente eléctrica
Son solubles en solventes no polares como benceno, tetracloruro de
carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua
En términos generales, tienen bajos puntos de fusión y de ebullición.
Son aislantes del calor y la electricidad
VII. TIPOS DE ENLACES COVALENTES
A. ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad es una medida de la tendencia que muestra un átomo, a
atraer hacia si los electrones. La electronegatividad aumenta en los periodos de
izquierda a derecha y en los grupos de abajo hacia arriba, tal y como sucede
con la afinidad electrónica y al energía de ionización. Linus Pauling, fue el
primer químico que desarrolló una escala numérica de electronegatividad.
En su escala, se asigna al flúor, el elemento más electronegativo, el valor de 4.
El oxígeno es el segundo seguido del cloro y el nitrógeno.
A continuación se muestra los valores de electronegatividad de los elementos.
Observe que no se reporta valor para los gases nobles por ser los elementos
menos reactivos de la tabla periódica.
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61
B. ENLACE POLAR Y NO POLAR
La diferencia en los valores de electronegatividad determina la polaridad de un
enlace.
Cuando se enlazan dos átomos iguales, con la misma electronegatividad, la
diferencia es cero, y el enlace es covalente no polar, ya que los electrones son
atraídos por igual por ambos átomos.
El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de la
diferencia de electronegatividad, en términos, generales es el siguiente:
Casi todos los compuestos que contienen enlaces covalente polares; quedan
comprendidos entre los extremos de lo covalente no polar y lo iónico puro.
Por tanto, en el enlace covalente polar los electrones se comparten de manera
desigual, lo cual da por resultado que un extremo de la molécula sea
parcialmente positivo y el otro parcialmente negativo.
Esto se indica con la letra griega delta (d). H Cl
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62
El átomo más electronegativo, en éste caso es el cloro, que adquiere la carga
parcial negativa, y el menos electronegativo, es el hidrógeno que adquiere la
carga parcial positiva.
VIII.ENLACE COVALENTE COORDINADO
En este tipo de enlace el átomo menos electronegativo aporta los dos
electrones que forma el enlace.
Ejemplo:
Realizamos la estructura de Lewis del H2SO4 formado por tres no metales y
por tanto un compuesto covalente
Electrones totales:
H 2 x 1e- = 2
S 1 x 6e- = 6
O 4 x 61e- = 24 +
32 electrones totales
Ahora haremos la estructura indicando los electrones que cada átomo aporta:
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63
Se han utilizado 12 electrones, por tanto quedan 32-12 = 20 electrones que
deben acomodarse por pares en los oxígenos.
Observe la estructura con atención. El oxígeno de arriba y el de abajo aparecen
con 7 puntitos rojos (electrones del oxígeno) siendo que el oxígeno solo tiene
seis, mientras que el azufre aparece con solo 4 puntos azules (4 electrones)
siendo que también tiene seis. En un enlace covalente no se pierden ni se
ganan electrones, solo se comparten y se acomodan de la forma más
conveniente, por lo tanto, la estructural real es:
La estructura muestra dos enlaces covalentes coordinados y 4 enlaces que no
lo son porque cada átomo aportó un electrón al enlace. Un enlace covalente
coordinado en nada se puede distinguir de un covalente típico, ya que las
características del enlace no se modifican.
IX. ENLACE METÁLICO
A. LOS ELECTRONES LIBRES Y LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN
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64
Muchas veces hemos observando un fenómeno conocido como corrosión, que
es la conversión de un metal en un compuesto metálico por una reacción entre
el metal y alguna sustancia del ambiente. Cuando un ion, átomo o molécula
incrementa su carga positiva decimos que se oxida, pierde electrones. Los
metales tienden a tener energía de ionización bajas y por tanto se oxidan
(pierden electrones) cuando sufren reacciones químicas).
Los enlaces metálicos se encuentran en metales sólidos como el cobre, hierro
y aluminio. En los metales, cada átomo metálico está unido a varios átomos
vecinos. Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse a través
de toda la estructura tridimensional. Los enlaces metálicos dan lugar a las
propiedades características de los metales.
Hoy se acepta que el enlace metálico no es precisamente entre átomos, sino
un enlace entre cationes metálicos y sus electrones. El modelo más sencillo
para explicar este tipo de enlace propone un ordenamiento de cationes en un
“mar” de electrones de valencia.
B. PROPIEDADES DE LOS METALES EN FUNCIÓN DEL ENLACE
METÁLICO
CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA.-
Para explicar la conductividad eléctrica, se utiliza un modelo propuesto por
Drude conocido como el modelo del gas de electrones. En este modelo se
considera que los electrones más alejados del núcleo están des localizados, es
decir, que se mueven libremente, por lo que pueden hacerlo con rapidez, lo que
permite el paso de la corriente eléctrica.
MALEABILIDAD Y DUCTIBILIDAD.-
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65
Estas propiedades se deben a que las distancias que existen entre los átomos
son grandes; al golpear un metal, las capas de átomos se deslizan fácilmente
permitiendo la
deformación del metal, por lo que pueden laminarse o estirase como hilos.
X. FUERZAS INTERMOLECULARES
En los líquidos y en los sólidos, podemos distinguir tres tipos de fuerzas:
_ Interiónicas
_ Intramoleculcares
_ Intermoleculares
FUERZAS INTERIÓNICAS.-
Son las que se dan entre iones. Son las más intensas ya que son de tipo
electrostático, aniones y cationes que se atraen entre sí. A esto se deben los
altos puntos de fusión de los compuestos iónicos.
FUERZAS INTRAMOLECULARES.-
Son las que existen entre los átomos que forman una molécula.
FUERZAS INTERMOLECULARES.-
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66
Son mucho más débiles que las intramoleculares. Son las fuerzas que unen a
las moléculas. También se conocen como fuerzas de van de Waals, en honor
al físico holandés Johannes van der Waals, porque fue el primero en poner de
relieve su importancia.
Las fuerzas intermoleculares en orden decreciente de intensidad son:
_ Puentes de hidrógeno
_ Fuerzas dipolares
_ Fuerzas de London
XI. DIPOLOS INDUCIDOS Y DIPOLOS INSTANTÁNEOS
Las moléculas polares, que tienen centros separados de carga no equilibrados,
reciben el nombre de dipolos.
Si estos dipolos se acercan, el extremo positivo de una molécula atrae al
extremo negativo de otra. Estas fuerzas bipolares pueden estar presenta en
toda la estructura de un líquido o un sólido
En general las fuerzas entre dipolos son más débiles que las que se ejercen
entre iones, pero más intensas que las de moléculas no polares de tamaño
comparable.
La formación de dipolos instantáneos es una característica de la fuerzas de
dispersión o de London y se analizarán en ese punto.
XII.PUENTES DE HIDRÓGENO
Son un tipo de fuerzas que se presentan en molécula polares que contienen
átomos de hidrógeno unidos a flúor, oxígeno o nitrógeno. Estás fuerzas son
más intensas que las atracciones dipolodipolo.
A) CARACTERÍSTICAS DEL AGUA.-
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67
Las moléculas de agua están unidas por puentes de hidrógeno y es
precisamente este tipo de fuerza intermolecular la que da al agua ciertas
características especiales.
En la siguiente estructura de Lewis se indica en forma punteada en color rojo el
puente de hidrógeno.
El modelo en barras y esferas
Las líneas azules son enlaces covalentes, y la línea punteada roja es un puente
de hidrógeno. Éste último es más débil que un enlace covalente.
Para pasar del estado sólido al líquido debe suministrarse energía para vencer
la fuerza de atracción entre las moléculas. Los puentes de hidrógeno son
fuerzas intermoleculares fuertes, por lo que ha medida que el hielo empieza a
fundirse a 0°C, algunos de los puentes de hidrógeno se rompen, pero no todos.
El requerimiento de energía es mayor que en aquellos compuestos donde no
hay puentes de hidrógeno, sino otro de tipos fuerzas intramoleculares, lo cual
explica el elevado punto de fusión del agua.
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68
Si elevamos la temperatura del agua líquida a 100°C, disminuye la cantidad de
puentes de hidrógeno. Al cambiar su estado de líquido a gaseosos, casi todos
los puentes de hidrógeno se rompen. La cantidad de energía para lograr este
rompimiento, es mayor que la cantidad de energía requerida por sustancias
que no tienen este tipo de enlace entre sus moléculas. Esto explica el elevado
punto de ebullición del agua.
Las moléculas de los sólidos siempre están más cercanas que en los líquidos,
pero al enfriarse el agua la formación de puentes de hidrógeno entre sus
moléculas, da como resultado una estructura con gran cantidad de espació
vacío que es la estructura del hielo.
Esta es la razón por la que la densidad del agua sólida es menor que el agua
líquido, lo cual es muy conveniente para la conservación de los ecosistemas
acuáticos. Si el hielo no flotara sobre el agua se hundiría, y los lagos y mares
se congelarían de abajo hacia arriba y ningún ser vivo podría permanecer en
esas condiciones.
B) OTROS COMPUESTOS CON PUENTES DE HIDRÓGENO
Las molécula del NH3 (amoniaco) y del HF (ácido fluorhídrico) también se unen
por puentes de hidrógeno.
Las moléculas que se unen por puente de hidrógeno tienen las siguientes
características comunes:
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69
1. Cada molécula tiene un átomo de hidrógeno unido en forma covalente con
un átomos de alta electronegatividad: flúor (F), oxígeno (O) o nitrógeno (N), el
átomo más electronegativo adquiere una carga parcial negativa y el hidrógeno
una carga parcial positiva.
2. El hidrógeno es atraído hacia el par electrónico no enlazado de un átomo de.
flúor (F), oxígeno (O) o nitrógeno (N).
3. En este tipo de compuestos, el extremo positivo de la molécula está dirigido
al extremo negativo de la otra molécula.
Otros compuestos oxigenados que también forman puentes de hidrógeno son
el CH3OH (metanol), el C2H5OH (etanol) y algunos otros alcoholes.
XIII.FUERZAS DE VAN DER WAALS
Con este nombre genérico se designan las fuerzas intermoleculares: los
puentes de hidrógeno y las interacciones dipolodipolo ya descritas y las fuerzas
de London
XIV.FUERZAS DE LONDON
Este tipo de fuerzas también se conocen como fuerzas de dispersión y son las
que mantienen unidas moléculas no polares tales como las diatómicas como el
Br2, Cl2, H2, etc. Van der Waals, físico holandés, ganador del premio Nobel de
física en 1910, propuso que en los átomos o moléculas no polares, la
distribución electrónica homogénea, no es una característica permanente, ya
que el continuo movimiento de los electrones, y la vibración de los núcleos,
pueden originar en determinado momento la aparición de zonas con exceso de
electrones y otras sin ellos, formando dipolos instantáneos.
Por ejemplo en la molécula de H2, los dos electrones están en promedio entre
los dos núcleos, los cuales los comparten por igual., pero en un instante dado
pueden estar éstos en un extremo de la molécula dando origen a dipolos
instantáneos, el cual puede inducir un dipolo momentáneo similar en una
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70
molécula cercana. Si los electrones de una molécula están en un extremo, los
electrones de la siguiente molécula se alejan, dando lugar a una atracción del
extremo rico en electrones al extremo pobre en ellos. Estas pequeñas y
momentáneas fuerzas se conocen como fuerzas de dispersión o fuerzas de
London.
En las moléculas no polares más grandes, las fuerzas de dispersión son
mayores, ya que la nube electrónica es mayor y los electrones del nivel más
externo están menos sujetos, por esto las moléculas grandes son más
polarizables que las pequeñas. Así por ejemplo, las fuerzas de dispersión del
Br2 y el I2 son mayores que las del F2.
Aún cuando las fuerzas de London son débiles, su efecto en conjunto es
importante en las sustancias formadas por moléculas no polares grandes.
Lecturas recomendadas:
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág
329-330-333
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71
DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES
QUIMICA DE COORDINACIÓN
DEFINICIÓN DE COMPUESTO DE COORDINACIÓN
Un compuesto de coordinación es el conjunto formado por un átomo o ión
metálico central, rodeado por un número de iones, átomos o moléculas, que
reciben el nombre de ligandos.
La formación de un compuesto de coordinación se puede interpretar como una
reacción entre un ácido de Lewis y una base de Lewis, entre los que se
establece un enlace covalente coordinado o dativo
1.1. COMPUESTOS DE COORDINACIÓN
Los metales de transición tienen una tendencia a formar iones complejos que
los distinguen. Una especie neutra que contiene uno o más iones complejos se
denomina compuestos de coordinación.
Los compuestos de coordinación por lo generalmente tienen formulas bastante
complicadas en las que se encierra el ion complejo entre corchetes. Así,
[Ni(NH3)6]Cl2 es un compuesto de coordinación. La mayoría de los metales en
los compuestos de coordinación, pero no todos, son metales de transición.
Las moléculas o iones que rodean a un metal en un ión complejo se denominan
ligantes. Las interacciones entre un átomo metálico y los ligantes se pueden
interpretar como reacciones ácido – base de Lewis.
Si recordamos una base de Lewis es una sustancia capaz de donar uno o más
pares de electrones. Cada ligante tiene por lo menos un par libre de electrones
de valencia como se muestra en estos ejemplos:
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72
H H H
Un átomo metálico de transición ya sea neutro o estado de carga positiva actúa
como ácido de Lewis, aceptando o compartiendo pares de electrones de las
bases de Lewis. Así que los enlaces metal - ligante por lo general son enlaces
covalente coordinado.
El átomo de un ligante que se enlaza directamente al átomo metálico, se
conoce como átomo donador. Por ejemplo el nitrógeno es el átomo donador
en el ion complejo [Cu(NH3)4]2+. El numero de coordinación de Ag+ en
[Ag(NH3)2] es 2 el del Cu2+ en [Cu(NH3)4]2+ es 4, y el y el del Fe+3 en el
[Fe(CN)6]3+ es 6. Los números de coordinación más comunes son 4 y 6.
Dependiendo del número de átomos donador es presente en la molécula o ión,
los ligantes se pueden clasificar como monodentados, bidentadoso
polidentados. Ligantes como el H2O y NH3 son monodentados porque solo hay
un átomo donador por ligante.
Un ligante bidentado común es la etilendiamina.
H2N – CH2 – CH2 –NH2
El ión etilendiaminatetraacetato (EDTA) es un ligante polidentad que contiene
seis átomos donadores: dos atómos de nitrógeno y cuatro átomos de oxígeno.
Los cuatro de oxígeno son los que están unidos por enlace sencillo al carbono
en los cuatro grupos –COO-. Los ligantes bi y polidentados también se
denominan agentes quelantes por su habilidad para atrapar al átomo metálico
como una garra.
II.NÚMEROS DE OXIDACIÓN DE LOS METALES EN LOS COMPUESTOS
DE COORDINACIÓN
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73
Otra importante propiedad de los compuestos es el número de oxidación del
átomo metálico central. La carga neta de un ión complejo es la suma de las
cargas del átomo metálico central y de los ligantes que lo rodean.
En el ion [PtCl6] -2, por ejemplo cada ion cloruro tiene un número de oxidación
de -1, así que el número de oxidación del Pt debe ser +4. Si los ligantes no
tienen carga del ion complejo. Así en [Cu (NH3) 4]2+ cada NH3 es neutro y el
número de oxidación del Cu es +2.
Ejemplo
Encuéntrese el número de oxidación del átomo metálico central en cada uno de
los siguientes compuestos:
a) [Ru(NH3)5(H2O)]Cl2
b) [Cr(NH3)6(NO3)]
c) [Fe(CO)5]
d) K4[Fe(CN)6]
III. FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS DE
COORDINACIÓN
REGLAS DE NOMENCLATURA:
1. Se nombra el anión y luego el catión (si los hay). Si solo es un catión
complejo, se nombra catión o ión. Para los complejos aniónicos, no es
necesario.
2. Se relacionan los ligandos por orden alfabético, sin tener en cuenta
su numeral.
3. Se indica el número de ligandos con prefijos numerales
a. del tipo di, tri, tetra, penta, etc., para:
1.ligandos monoatómicos. Ej.: cloro (Cl-).
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74
2. ligandos poliatómicos con nombres cortos. Ej.: nitro (NO2-
), ciano (CN-).
3. ligandos neutros con nombres especiales. Ej.: Ammin,
ammino (NH3), acuo (H2O), carbonil (CO).
4. Del tipo bis, tris, tetrakis, pentakis, etc., para:
1. ligandos cuyo nombre contenga un numeral, di, tri, etc. Ej.:
etilenodiamina (H2N-CH2-CH2-NH2).
2. ligandos neutros sin nombres especiales. Ej.: acetonitrilo
(CH3CN).
3. ligandos iónicos con nombres largos. Ej.: isotiocianato
(NCS-), oxalato (C2O42-).
5. Se nombra el metal.
6. Si se trata de un anión complejo, se le añade el sufijo –ato al
nombre del metal.
7. Se indica el estado de oxidación del metal. Si se escribe el
nombre, el estado de oxidación se indica en números romanos,
entre paréntesis.
REGLAS DE FORMULACIÓN:
1. Los complejos se escriben entre corchetes.
2. Primero el catión y luego el anión (si los hay).
3. Se indica primero el símbolo del metal.
4. Se indican los ligandos iónicos, en orden alfabético del nombre del
átomo directamente unido al metal.
5. Se indican los ligandos neutros, con la misma regla.
OTRA REGLA
Una vez que se han presentado los diversos tipos de ligantes y el número de
oxidación de los metales, la siguiente etapa es aprender a nombrar estos
compuestos de coordinación. La regla para nombrar los compuestos de
coordinación son las siguientes:
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75
El anión se nombra antes que el catión, igual que el caso de los
compuestos iónicos. La regla se sigue independientemente de que ion
complejo lleve una carga neta positiva o negativa. Por ejemplo K3 [Fe(CN)6]
y [Co(NH3)4Cl2]Cl, se nombra primero los aniones K+ y [Co(NH3)4Cl2]Cl
respectivamente.
En el ión complejo mismo se nombran primero los ligantes con la letra o,
mientras que los ligantes neutros se denominan generalmente con el
nombre de la molécula. Las excepciones son H2O (acuo), CO (carbonilo) y
NH3 (amino).
Cuando están presentes varios ligantes de una clase particular, se usan los
prefijos griegos di, tri, tetra, penta y hexa para nombrarlos. Así los ligantes
en
[Co(NH3)4Cl2]+ son “ tetraaminodicloro” ( nótese que los prefijos no
intervienenen el orden alfabético de los ligantes). Si el ligante mismo contien
un prefijo griego, se usan los prefijos bi(2), tri(3), tetraquis(4=) para indicar el
numero de los ligantes presentes. Por ejemplo el ligante etilendiamina ya
contiene di, por lo tanto si hay dos de estos ligantes, el nombre
correspondiente es bis( etilendiamina)
El número de oxidación del metal se escribe con números romanos
inmediatamente después del nombre del metal. Por jemplo , el número
romano III se usa para indicar el estado de oxidación +3 del cromo
[Cr(NH3)4Cl2]+ que se denomina ion tetraaminodiclorocromo(III)
Si el complejo de un anión, su nombre termina en ato. Por ejemplo, en K4
[Fe(CN)6] el anión [Fe(CN)6]-4 se denomina lión hexacianoferrato(II). Nótese
que el número romano II indica el estado de oxidación del hierro.
ALGUNOS LIGANDOS HABITUALES:
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76
MONODENTADOS
H2O AQUO
OH- HIDROXO
NH3 AMMIN, AMMINO
NH2- AMIDO
F- FLUORO
Cl- CLORO
Br- BROMO
I- YODO
O2- OXO
O22- PEROXO
S2- TIO
HS- MERCAPTO
CN- CIANO
CO CARBONIL
NO NITROSIL
PH3 FOSFINA
P
TRIFENILFOSFINA
N
PIRIDINA (py)
AMBIDENTADOS
NO2- NITRO
ONO- NITRITO
SCN- TIOCIANATO
NCS- ISOTIOCIANATO
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77
BIDENTADOS
H2N-CH2-CH2-NH2 ETILENODIAMINA (en)
N N
2,2’-BIPIRIDINA (bipy)
N N
1,10-FENANTROLINA (phen)
R C
O
O
CARBOXILATO
NR2 C
S
S
DITIOCARBAMATO
O C
CH
CO
CH3
CH3
ACETILACETONATO (acac-)
O
C
O
C
O
O
OXALATO (ox, C2O42-)
HEXADENTADOS
[(OOC)2NCH2CH2N(COO)2]4-
ETILENDIAMINATETRAACETA
TO
(EDTA)
Ejemplo
Dense los nombres sistemáticos de los siguientes compuestos:
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78
a) Ni(CO)4
b) [Co(NH3)4Cl2]Cl
c) K3 [Fe(CN)6]
Escriba la fórmula de los siguientes compuestos:
a) cloruro de pentaaminoclorocobalto(III)
b) nitrato de diclorobis(etilendiamina) platino(IV)
c) hexanitrocobalto(III) de sodio
Lecturas recomendadas:
Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág 43-
46
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79
DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA Y SISTEMA PERIÓDICO
I. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS
En la clasificación se toma en cuenta las configuraciones electrónicas ya que la
similitud de las configuraciones electrónicas externas (mismo número de
electrones de valencia) es lo que hace parecidos a los elementos de un grupo
entre sí en su comportamiento químico.
De acuerdo al subnivel que ha sido llenado, los elementos se dividen en
categorías: los elementos representativos, los gases nobles, los elementos de
transición( o metales de transición), los lantanoides y los actinoides.
Los elementos representativos llamados elementos de los grupos principales
son los elementos de lsogrupos 1A a 7A, todos los cuales tienen incompletos
los subniveles s o p del máximo numero cuántico principal. Con excepciones
del Helio los gases nobles (grupo 8A) todos tienen el mismo subnivel p
completo.
Los metales de transición son los elementos de los grupos 1B,3B hasta el
8B,los elementos del grupo 2B son Zn, Cd y Hg los cuales ni son
representativos ni son metales de transición. A los lantánidos y actínidos
algunas veces se les llama elementos de transición interna.
Los electrones más externos de un átomo que son los implicados en el enlace
químico, comúnmente reciben el nombre de electrones de valencia.
Los halógenos son un grupo de elementos de configuración electrónica externa
ns2np5 tienen propiedades muy similares.
II. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
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80
En física y química, la configuración electrónica es la manera en la cual los
electrones se estructuran o se modifican en un átomo, molécula o en otra
estructura físico-química, de acuerdo con el modelo de capas electrónico, en el
cual las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de
orbitales antisimetrizado.Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado
cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli al ser partículas
idénticas. Por ser fermiones (partículas de espín semientero) el principio de
exclusión de Pauli nos dice que esto es función de onda total (conjunto de
electrones) debe ser antisimétrica.
Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un
electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.
En los átomos, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón
en una aproximación no relativista (los estados que son función propia de la
ecuación de Schrödinger en donde es el hamiltoniano
monoelectrónico correspondiente; para el caso general hay que recurrir a la
ecuación de Dirac de la mecánica cuántica de campos) se denominan orbitales
atómicos, por analogía con la imagen clásica de los electrones orbitando
alrededor del núcleo. Estos estados, en su expresión más básica, se pueden
describir mediante cuatro números cuánticos: n, l, m y ms, y, en resumen, el
principio de exclusión de Pauli implica que no puede haber dos electrones en
un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales.
De acuerdo con este modelo, los electrones pueden pasar de un nivel de
energía orbital a otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía, en
forma de fotón. Debido al principio de exclusión de Pauli, no más de dos
electrones pueden ocupar el mismo orbital y, por tanto, la transición se
produce a un orbital en el cual hay una vacante.
III. TEORÍA CUANTICA
En 1900 el físico alemán Max Plack mientras analizaba los datos de la
radiación emitida por sólidos calentados a varias temperaturas, Plack descubrió
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81
que los átomos y moléculas emiten energía únicamente en números enteros
múltiplos de ciertas cantidades bien definidas.
Los físicos siempre habían considerado que la energía es continua, lo que
significa que cualquier cantidad de energía se puede liberar en un proceso de
radiación.
El trabajo de Plack sin embargo demostró que la energía se puede liberar en
ciertas cantidades definidas, llamados cuantos (mínima cantidad de energía
que podía ser emitida en forma de radiación electromagnética). La teoría
cuántica resultante puso a la física de cabeza.
Para entender la teoría cuántica de Plack, se requiere conocer primero algo
acerca de la naturaleza de la radiación, que es la emisión y trasmisión de
energía a través del espacio en forma de ondas. Se empezará, en
consecuencia, con el análisis de las propiedades de las ondas.
IV. NUBE ELECTRONICA
Niveles
Subniveles
Orbitales
A.NIVELES DE ENERGIA
El concepto de niveles de energía fue introducido por Niels Bohr en 1913, para
designar las regiones donde se hallan los electrones girando sin ganar ni
perder energía.
Un nivel de energía es la región o piso de la corona o nube electrónica donde
se hallan los electrones de similar valor de energía: Los niveles de energía(n)
son los que determinan el nivel energético del electrón, por lo tanto hacen
referencia de la cantidad de energía poseída por los electrones. Lo cual se
aprecia en la Figura No 3 Niveles de Energía
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82
Figura No 3: Niveles de Energía
En cada nivel de energía solo puede contener un número limitado de
electrones según la ley de Ridberg:
2 (12 22 32 42 42 32 22)
Max de
e-
2 8 18 32 32 18 8
Nivel K L M N O P Q
o 1 2 3 4 5 6 7
B. DETERMINACIÓN DEL NÚMERO DE NIVELES DE ENERGÍA
El número de niveles de energía de un elemento se determina según el número
de electrones de su átomo así tenemos:
De 1 a 2 electrones tiene 1 nivel de energía
De 3 a 10 electrones tiene 2 nivel de energía
De 11 a 18 electrones tiene 3 nivel de energía
De 19 a 36 electrones tiene 4 nivel de energía
De 37 a 54 electrones tiene 5 nivel de energía
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83
De 55 a 86 electrones tiene 6 nivel de energía
De 87 a 109 electrones tiene 7 nivel de energía
C.SUBNIVELES DE ENERGIA
En un mismo nivel de energía existen electrones que se diferencian
ligeramente en su valor de energía y se representan así:
s: Es de forma esférica (efecto sharf)
p: Su forma es elíptica (efecto principal)
d : Su forma es mas excéntrica (efecto difuso)
f: Su forma es mas excéntrica (efecto fundamental )
El número máximo por cada subnivel es:
s: hasta 2e-
p: hasta 6 e-
d : hasta 10 e-
f: hasta 14 e-
Regla del Serrucho (Sarrus)
D.ORBITALES
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84
Orbital es una región donde es máxima la probabilidad de encontrar un
electrón, como máximo puede contener 2 electrones y debe tener carácter spin
(indica el sentido del giro del electrón). Lo cual se aprecia en la Figura N o 5
Spin
Figura N o 4: Spin
TIPOS DE ORBITALES
a. Orbital s
El orbital s tiene simetría esférica alrededor del núcleo atómico. Son aquellos
que corresponden al subnivel s es decir cuando l = 0. En la Figura No 6 se
muestran dos formas alternativas para representar la nube electrónica de un
orbital s: en la primera, la probabilidad de encontrar al electrón (representada
por la densidad de puntos) disminuye a medida que nos alejamos del centro;
en la segunda, se representa el volumen esférico en que el electrón pasa la
mayor parte del tiempo.
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85
Figura No 5: Orbital s
b. Orbital p
La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas hacia el
punto de contacto (el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de
coordenadas. En función de los valores que puede tomar el tercer número
cuántico ml (-1, 0 y 1) o cuando l = 1, se obtienen los tres orbitales p simétricos
respecto a los ejes x, z e y. Análogamente al caso anterior, los orbitales p
presentan n-2 nodos radiales en la densidad electrónica, de modo que al
incrementarse el valor del número cuántico principal la probabilidad de
encontrar el electrón se aleja del núcleo atómico. El orbital "p" representa
también la energía que posee un electrón y se incrementa a medida que se
aleja entre la distancia del núcleo y el orbital.
Figura No 6: Orbital p
c. Orbital d
Los orbitales d tienen formas más diversas cuatro de ellos tienen forma de 4
lóbulos de signos alternados (dos planos nodales, en diferentes orientaciones
del espacio), y el último es un doble lóbulo rodeado por un anillo (un doble cono
nodal). Siguiendo la misma tendencia, presentan n-3 nodos radiales. Es decir
cuando l = 2 cuya orientación cuántica es -2, -1, 0,+1,+2 y se clasifican según
se aprecia en la Figura No 8: Orbital d
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86
Figura No 7: Orbital d
d. Orbital f
Los orbitales f tienen formas aún más exóticas, que se pueden derivar de
añadir un plano nodal a las formas de los orbitales d. Presentan n-4 nodos
radiales. Es decir cuando l = 3 y se denota como f1, f2 ,f3, f4, f5, f6 ,f7 y su
representación cuántica es : -3,-2,-1,0,+1,+2,+3.
V.PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND
La regla de Hund es una regla empírica obtenida por Friedrich Hund en el
estudio de los espectros atómicos que enuncia lo siguiente:
Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f)
los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines
paralelos, es decir, que no se cruzan. La partícula subatómica es más estable
(tiene menos energía) cuando tiene electrones desapareados (espines
paralelos) que cuando esos electrones están apareados (espines opuestos o
anti paralelos).
También se denomina así a la regla de máxima multiplicidad de Hund:
Cuando varios electrones están descritos por orbitales degenerados, la mayor
estabilidad energética es aquella en donde los espines electrónicos están
desapareados (correlación de espines).
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87
Para entender la regla de Hund, hay que saber que todos los orbitales en una
subcapa deben estar ocupados por lo menos por un electrón antes de que se le
asigne un segundo. Es decir, todos los orbitales deben estar llenos y todos los
electrones en paralelo antes de que un orbital gane un segundo electrón. Y
cuando un orbital gana un segundo electrón, éste deberá estar apareado del
primero (espines opuestos o antiparalelos). Por ejemplo:
VI.NÚMEROS CUÁNTICOS
a) NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL
Los electrones de los átomos se encuentran en niveles de energía o capas, las
cuales aumentan de energía a medida que aumenta la distancia de éstos al
núcleo del átomo. Por ello, entre más cercano esté el electrón al centro del
átomo, más pequeña es su energía. Estos números cuánticos se designan con
números enteros o con letras. El número máximo de electrones que puede
alojar un nivel está dado por la función 2n2:
Nivel de Energía (n) Máximo de electrones
1 (K) 2 (1)2 = 2
2 (L) 2 (2)2 = 8
3 (M) 2 (3)2 = 18
4 (N)… 2 (4)2 = 32 …
El número cuántico principal determina la energía de un orbital.
Los electrones que llenan el último nivel de energía de un átomo se conocen
como electrones de valencia. El máximo número de electrones que pueden ser
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88
admitidos en el último nivel es de ocho electrones, a excepción de los átomos
de Hidrógeno y Helio, cuyo máximo número de electrones de valencia es 2.
Los electrones de valencia son importantes porque éstos son los que participan
en las reacciones químicas.
Este se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo del átomo
b) NÚMERO ATÓMICO ASIMUTAL O SECUNDARIO (l )
Los niveles de energía se dividen a su vez en subniveles, que se designan por
las letras s, p, d y f. Después del subnivel f siguen en orden alfabético. Éste
número cuántico determina la forma de la nube electrónica donde se mueve el
electrón. Cada subnivel puede alojar cierto número de electrones:
Subnivel L
s 1
p 2
d 3
f 4
c). NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO:
Los subniveles de energía a su vez están divididos en orbitales, que representa
una nube electrónica con forma determinada. . El número cuántico magnético
representa la orientación del orbital. El subnivel s tiene 1 orbital, el p tiene 3, el
d tiene 5 y el f tiene 7. Cada subnivel puede aceptar dos electrones como
máximo. Representa el lugar en donde nos sería posible encontrar un electrón.
Este indica la orientación o dirección de un átomo en el espacio solo se
manifiesta cuando el átomo está en un campo magnético.
l = 0(s) m= o
l = 1(p) m= -1,0,1
l = 2(d) m= -2,-1,0,1,+2
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89
l = 3(f) m= -3,-2,-1,0,1,+2,+3
Los Orbitales d y f tienen formas más complejas que sería difícil representar en
papel, pero existen modelos tridimensionales que permiten su fácil
interpretación.
d) NÚMERO CUÁNTICO SPIN:
Éste número se representa con una flecha, ya sea señalando hacia arriba o
hacia abajo. Nos indica el sentido hacia donde se gira el electrón dentro del
orbital.
Así, los números cuánticos nos representa el lugar en el que encontraremos un
electrón, y si por ejemplo tenemos 4px !, quiere decir que el electrón está en el
nivel de energía 4, se encuentra en el orbital p girando sobre el eje de las x con
un giro hacia arriba o positivo.
VII. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
Ningún electrón de un mismo átomo tiene sus cuatro números cuánticos
iguales.
Llenado de Orbitales:
Para los primeros 18 elementos, los electrones van ocupando los orbitales
empezando por el más bajo nivel de energía, y van llenando su capacidad
antes de empezar el siguiente.
C6= 1s2, 2s2 ,2p6
n l m s
1 0 0 +1/2 -1/2
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90
2 0 0 +1/2 -1/2
2 1 -1 +1/2
0 +1/2
VIII. SISTEMA PERIÓDICO
El sistema Periódico de los elementos es una tabla donde se hallan
representados los 109 elementos conocidos formando 18 grupos y siete
periodos. Los elementos están ordenados según su número atómico y sus
masas en orden decreciente.
Actualmente se conocen 109 elementos y por eso hay 109 átomos distintos. Si
comparamos este número con el incalculable número de distintos materiales
que nos rodean, nos damos cuenta cómo un reducido número de átomos
distintos forman todo el conjunto de la materia.
Las sustancias puras más simples son los elementos, los que a su vez pueden
formar compuestos. Los elementos están formados por átomos. Todos los
átomos que forman un elemento son iguales.
Aunque algunos elementos como el oro, plata, estaño, cobre, plomo y mercurio
ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de
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91
un elemento ocurrió en 1669 cuando el alquimista Henning Brand descubrió el
fósforo.
IX. PROPIEDADES PERIÓDICAS
Tamaño del átomo
◦ Radio atómico:
Radio covalente (la mitad de la distancia de dos átomos
unidos mediante enlace covalente).
Radio metálico.
◦ Radio iónico
Energía de ionización.
Afinidad electrónica.
Electronegatividad
Carácter metálico.
A. RADIO ATÓMICO:
Se define como: “la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están
enlazados entre sí”.
Por dicha razón, se habla de radio covalente y de radio metálico según sea el
tipo de enlace por el que están unidos. Es decir, el radio de un mismo átomo
depende del tipo de enlace que forme, e incluso del tipo de red cristalina que
formen los metales
B. VARIACIÓN DEL RADIO ATÓMICO EN UN PERIODO
En un mismo periodo disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva (hacia la
derecha).
Es debido a que los electrones de la última capa estarán más fuertemente
atraídos.
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92
En un grupo, el radio aumenta al aumentar el periodo, pues existen más capas
de electrones.
C. RADIO IÓNICO
AUMENTO EN EL RADIO ATÓMICO
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93
Es el radio que tiene un átomo que ha perdido o ganado electrones,
adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.
Los cationes son menores que los átomos neutros por la mayor carga nuclear
efectiva (menor apantallamiento o repulsión de e ).
Los aniones son mayores que los átomos neutros por la disminución de la
carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento o repulsión electrónica).
COMPARACIÓN DE RADIOS ATÓMICOS E IÓNICOS
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94
D. ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI) (POTENCIAL DE IONIZACIÓN).
Es la energía necesaria para extraer un e– de un átomo gaseoso y formar un
catión”. Es siempre positiva (proceso endotérmico).
Se habla de 1ª EI (EI1), 2ª EI (EI2), según se trate del primer, segundo, ... e–
extraído.
La EI aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos
por aumentar Z* y disminuir el radio.
La EI de los gases nobles, al igual que la 2ª EI en los metales alcalinos, es
enorme
ESQUEMA DE VARIACIÓN DE LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI).
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95
E. AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE)
“Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e– y forma
un anión”.
Se suele medir por métodos indirectos.
Puede ser positiva o negativa aunque suele ser exotérmica. La 2ª AE suele ser
positiva. También la 1ª de los gases nobles y metales alcalinotérreos. Es mayor
en los halógenos (crece en valor absoluto hacia la derecha del S.P. y en un
mismo grupo hacia arriba por aumentar Z* y disminuir el radio).
F. ELECTRONEGATIVIDAD ( ) Y CARÁCTER METÁLICO
Son conceptos opuestos (a mayor menor carácter metálico y viceversa).
mide la tendencia de un átomo a a atraer los e– hacía sí. es un compendio
entre EI y AE.Pauling estableció una escala de electronegatividades entre 0’7
(Fr) y 4 (F). aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los
periodos.
Lecturas recomendadas:
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág
289-290-290-296
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96
DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES
ELEMENTOS DE LA TABLA PERIÓDICA
Los elementos pueden clasificarse en Metales; que son buenos conductores
del calor y la electricidad, No metales; que son malos conductores, Gases
nobles y Semimetales.
A. METALES:
Son la mayoría de los elementos de la tabla periódica, los de los grupos 1
hasta 12 y el aluminio, el galio, el indio, el talio, el estaño, el plomo y el bismuto.
•Tienden a perder electrones y forman iones positivos cuando se combinan con
no metales.
•Son buenos conductores.
•Sus puntos de fusión y de ebullición son altos, a excepción del mercurio, que
es líquido, los demás son sólidos a temperatura ambiente.
•Tienen un brillo metálico y un color grisáceo, excepto algunos como el cobre,
que es rojizo, y el oro, amarillo;
•Generalmente son duros (algunos no, como el sodio, el potasio, el mercurio, el
aluminio…).
•Al aire libre se oxidan.
•Son resistentes a la deformación y a la rotura, poseen ductilidad y
maleabilidad.
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97
B. NO METALES
Son el carbono, el nitrógeno, el fósforo, el oxígeno, el azufre, el selenio, el flúor,
el cloro, el bromo y el yodo.
•Son malos conductores,
•Poseen un punto de fusión y de ebullición bajos, menos el carbono.
•La mayoría son gases y sólidos.
•No tienen brillo.
•Son blandos.
•Tienden a ganar electrones y forman iones negativos cuando reaccionan con
metales.
C. GASES NOBLES
Son elementos químicos situados en el grupo 18 de la tabla periódica.
•En condiciones normales se presentan siempre en estado gaseoso.
•Son los gases más estables de la tabla.
•No tienden a reaccionar con otros elementos.
•También son denominados gases inertes.
•Están constituidos por átomos individuales.
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98
D. SEMIMETALES
Sus propiedades son intermedias entre los metales y los no metales.
Generalmente los semimetales sonsemiconductores antes que conductores.
F. LANTANIDOS 6 ACTÍNIDOS
•Lantánidos:
Los lantánidos son un grupo de elementos que forman parte del periodo 6 de
la tabla periódica. El nombre procede del elemento químico lantano, que suele
incluirse dentro de este grupo, dando un total de 15 elementos, desde el
denúmero atómico 57 (el lantano) al 71 (el lutecio). Estos elementos son
llamados tierras raras debido a que se encuentran en forma de óxidos, y
también, junto con los actínidos, elementos de transición interna.
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99
La abundancia de estos elementos en la corteza terrestre es relativamente alta,
en minerales como por ejemplo lamonazita, en la cual se encuentran distintos
lantánidos e itrio.
En la tabla periódica, estos elementos se suelen situar debajo del resto, junto
con los actínidos, aunque en algunas tablas periódicas sí que se pueden ver
situados entre estos bloques, dando una tabla mucho más ancha.
•Actínidos:
Los actínidos son un grupo de elementos que forman parte del periodo 7 de
la tabla periódica. Estos elementos, junto con los lantánidos, son llamados
elementos de transición interna. El nombre procede del elemento
químico actinio, que suele incluirse dentro de este grupo, dando un total de 15
elementos, desde el de número atómico 89 (el actinio) al 103 (laurencio).
Estos elementos presentan características parecidas entre sí. Los de mayor
número atómico no se encuentran en la naturaleza y tienen tiempos de vida
media cortos; todos sus isótopos son radiactivos.
En la tabla periódica, estos elementos se suelen situar debajo del resto, junto
con los lantánidos.
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100
XI.PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS
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101
A. HIDRÓGENO :ESTADO NATURAL
El hidrogeno es elemento más abundante del universo, constituye el 70% de su
masa total. Es el tercer elemento en abundancia de la corteza terrestre. A
diferencia de Jupiter y Saturno, la tierra no tiene una fuerza gravitacional lo
suficientemente grande para retener a las ligeras moléculas de H2, así que el
hidrogeno no se encuentra en nuestra atmosfera.
PROPIEDADES
Las propiedades químicas del hidrógeno son:
En condiciones normales, el hidrógeno es un gas incoloro, inodoro y sin
sabor.
Es la molécula más pequeña conocida.
La densidad del hidrógeno es de 76 Kg./m^3, y cuando se encuentra en
estado de gas, la densidad es de 273 kg./ L.
Posee una gran rapidez de transición, cuando las moléculas se
encuentran en fase gaseosa. Debido a esta propiedad, hay ausencia casi
total, de hidrógeno en la atmósfera terrestre.
Facilidad de efusión, así como también de difusión.
Optima conductividad calorífica
Punto de fusión de 14025 K.
Punto de ebullición de 20268 K
Propiedades físicas del hidrógeno:
Tiene un peso atómico de 100974 uma.
Posee un estado de oxidación de +1, -1.
Completa su nivel de valencia con un electrón capturada, para así poder
producir el anión H^-.
Se combina con los metales alcalinos y alcalinotérreos (menos con el
berilio y magnesio), a través de enlaces iónicos.
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102
Forma enlaces tipo covalentes, con los no metales.
Forma enlaces metálicos con los elementos de transición.
El hidrógeno, H^+, siempre se encuentra asociado a otro elemento,
menos en el estado gaseoso.
Posee una estructura cristalina hexagonal.
Reacciona con la gran mayoría de los elementos de la tabla periódica.
MÉTODOS DE OBTENCIÓN DEL HIDRÓGENO
El método de obtención de hidrógeno será una decisión crítica en la apuesta
por un modelo energético sostenible. Las tecnologías y procesos de
producción del hidrógeno se pueden clasificar en:
• Reformado: es el procedimiento más usado actualmente, aproximadamente el
95% de la producción mundial. En este proceso el metano, a partir de gas
natural, reacciona con vapor de agua (reformado con vapor de agua) o con
oxígeno (reformado por oxidación parcial) o mediante una combinación de
ambos (reformado auto-térmico). En cualquiera de estos procesos el CO2
aparece como uno de sus subproductos.
• Pirólisis: consiste en la descomposición controlada de carbón o biomasa
mediante la acción de calor en ausencia de oxígeno para generar gas de
síntesis rico en hidrógeno.
• Gasificación: consiste en una combustión de carbón o biomasa pobre en
oxígeno cuya posterior manipulación consigue generar hidrógeno de gran
pureza.
• Termólisis: proceso en el que el calor de una fuente externa (como por
ejemplo: la energía solar) es capaz de extraer el hidrógeno de una molécula.
• Electrolisis: proceso en el que se usa la corriente eléctrica para romper la
molécula de agua y disociar el hidrógeno y el oxígeno que contiene.
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103
• Fermentación: consiste en la producción de hidrógeno mediante la producción
de etanol (fermentación alcohólica) o biogás (fermentación anaerobia) a partir
de biomasa.
• Fotólisis: procedimiento de carácter experimental que emplea la luz solar
usando organismos (procesos foto-biológicos) o semiconductores de diseño
específico (procesos foto-electroquímicos) para la producción de hidrógeno.
XII. APLICACIONES
El átomo de hidrógeno no puede aislarse, siempre se encuentra formando
moléculas o compuestos. La molécula más sencilla es el hidrógeno diatómico.
Para conocer información adicional de alguna sustancia que contiene átomos
de hidrógeno, diríjase a los artículos sobre dihidrógeno, hidruro, ácido,
o hidrocarburo.
Lecturas recomendadas:
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág 45
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104
DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES
GRUPO VIII A Y VII A
I. GASES NOBLES
A.HELIO
El helio se detectó en el Sol a través del espectro de emisión. En el interior del
Sol el helio se produce por fusión de átomos de hidrógeno a temperaturas que
superan los 15 millones de grados Celsius.
El helio terrestre resulta de la emisión de partículas alfa (He2+) en el
decaimiento radiactivo de elementos tales como el uranio y el torio en la
corteza terrestre.
El helio gaseoso así formado se mezcla con el gas natural y se encuentra en
concentraciones que van de 0.5 a 2.4% en volumen.
Se puede separar de otros gases aplicando suficiente presión a baja
temperatura.
El helio tiene un punto de ebullición muy bajo, -268.9°C (4.2 K). Jamás se han
preparado compuestos estables de helio. 3
El primer uso práctico del helio lo constituyó la sustitución del hidrógeno como
gas en los globos aerostáticos. Tiene casi la misma densidad del hidrógeno,
pero no es inflamable ni tóxico.
Cuando el líquido se enfría a -271°C (2.2 K) el helio líquido normal
(denominado helio I) se convierte en un super fluido (llamado helio II).
Como super fluido, el helio II es un conductor térmico casi perfecto.
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105
También tiene casi cero viscosidad. observando la ascensión espontánea del
líquido (como una capa fina) por las paredes externas del recipiente.
HeII HeI 4
B. NEÓN Y ARGÓN
Tanto el neón corno el argón tienen importantes usos prácticos.El neón se usa
en la iluminación eléctrica como "luces de neón". El neón líquido se usa en la
investigación de bajas temperaturas. El argón se usa sobre todo en los bulbos
eléctricos luminosos para proveer una atmósfera inerte. En virtud de su
naturaleza inerte, el argón se emplea también para eliminar el oxígeno
gaseoso disuelto en metales fundidos en procesos metalúrgicos. Kriptón y
xenón
Los elementos del grupo 18 se denominaron gases inertes hasta 1963. En ese
tiempo Bartlett estaba investigando el gran poder oxidante del hexafluoruro de
platino PtF6. Cuando este compuesto entra en contacto con el oxígeno
cambia de color y produce una sustancia iónica de fórmula O2 PtF6. o EA O2
(1176 kJ/mol) o EA xenón (1167 kJ/mol). Calentando xenón y flúor (en una
relación 1:5) en un recipiente de níquel a 400°C y 6 atm durante una hora,
obtuvieron el tetrafluoruro de xenón, XeF4.También fueron sintetizados otros
dos fluoruros, XeF2 y XeF6 Además, se han preparado numerosos
compuestos de xenón y oxígeno (XeO2, XeO3) y compuestos ternarios que
contienen Xe, F y O (XeOF4, XeO2F2).
También se han preparado algunos compuestos de kriptón (KrF2, por
ejemplo). El xenón tiene aplicaciones limitadas en medicina como anestésico.
7 Radón
Los isótopos del radón son radiactivos; el de más larga duración es el radón-
222, con una vida media de 3.8 días. Hay alguna evidencia de que el radón
forma el di fluoruro (RnF2) y algunos complejos. El radón se forma como
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106
producto en la serie de decaimiento radiactivo del uranio-238. Se pensaba que
el radón sólo se liberaba en las minas (minas de uranio y fosfato). Se sabe que
el radón es liberado del suelo en amplias zonas, una vez formado el radón se
difunde en los edificios a través de los cimientos. El radón presente en el aire
es respirado y exhalado. Pero sus productos de decaimiento son só1idos;
produce unas 10.000 muertes anuales.
ll. HALÓGENOS
El grupo de los halógenos es el grupo 7 de la tabla periódica, y está formado
por los siguientes elementos: flúor, cloro, bromo, yodo y ástato (este último,
radioactivo y poco común). La palabra Halógeno proviene del griego y significa
formador de sales.
En forma natural se encuentran como moléculas diatómicas. Para llenar por
completo su último nivel energético necesitan un electrón más, por lo que
tienen tendencia a formar un ión mononegativo, X-. Este ión se denomina
haluro al igual que las sales que lo contienen. Poseen una electronegatividad "
2,5 en la escala Pauling, presentando el flúor la mayor electronegatividad. Son
elementos oxidantes,.Todos los miembros del grupo tienen una valencia de -1
y se combinan con los metales para formar haluros, así como con metales y no
metales para formar iones complejos.
A. ESTADO NATURAL
En estado natural se encuentran como moléculas diatómicas químicamente
activas [X2]. Para llenar por completo su último nivel energético (s2p5) necesitan
unelectrón más, por lo que tienen tendencia a formar un ion mononegativo, X-.
Este ion se denomina haluro; las sales que lo contienen se conocen
como haluros. Poseen una electronegatividad ≥ 2,5 según la escala de Pauling,
presentando el flúor la mayor electronegatividad, y disminuyendo ésta al bajar
en el grupo. Son elementos oxidantes (disminuyendo esta característica al
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107
bajar en el grupo), y el flúor es capaz de llevar a la mayor parte de los
elementos al mayor estado de oxidación que presentan.
Muchos compuestos orgánicos sintéticos, y algunos naturales, contienen
halógenos; a estos compuestos se les llama compuestos halogenados.
La hormona tiroidea contiene átomos de yodo. Los cloruros tienen un papel
importante en el funcionamiento del cerebro mediante la acción del
neurotransmisor inhibidor de la transmisión GABA (acido gamma-amino
butírico).
Algunos compuestos presentan propiedades similares a las de los halógenos,
por lo que reciben el nombre de pseudohalógenos. Puede existir el
pseudohalogenuro, pero no el pseudohalógeno correspondiente. Algunos
pseudohalogenuros: cianuro (CN-), tiocianato (SCN-), fulminato (CNO-),
etcétera.
Los fenicios y los griegos de la antigüedad utilizaron la sal común para la
conservación de alimentos, especialmente en la salazón del pescado.
B. PROPIEDADES QUÍMICAS
La reactividad o capacidad de combinación con otros elementos es tan grande
en los halógenos que rara vez aparecen libres en la naturaleza. Se encuentran
principalmente en forma de sales disueltas en el agua de mar o en extensos
depósitos salinos originados en épocas geológicas antiguas por evaporación de
mares interiores. El último elemento del grupo, el astato, nombre que significa
inestable, se obtiene al bombardear bismuto con partículas alfa (núcleos de
helio), por lo que constituye un producto asociado a las distintas series
radiactivas.
El estado físico de los halógenos en condiciones ambientales normales oscila
entre el gaseoso del flúor y el cloro y el sólido del yodo y el astato; el bromo,
por su parte, es líquido a temperatura ambiente.
Otras propiedades físicas, como los puntos de fusión y de ebullición, la
densidad y el radio medio del átomo, varían en orden creciente del flúor al
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108
yodo. El calor específico -definido como cantidad de calor que ha de absorber 1
g de sustancia para aumentar 1 °C su temperatura- disminuye en la misma
relación.
La característica química fundamental de los halógenos es su capacidad
oxidante, por la que arrebatan electrones o unidades elementales de carga a
otros elementos y moléculas de signo eléctrico negativo para formar iones
también negativos denominados aniones haluro. La energía de oxidación de los
halógenos es máxima en el flúor y se debilita hasta el yodo. El astato, por su
naturaleza radiactiva, forma escasos e inestables compuestos.Los iones
haluro, relativamente grandes e incoloros, poseen una alta estabilidad, en
especial en el caso de los fluoruros y cloruros.
C. MÉTODOS DE OBTENCIÓN
OBTENCIÓN DEL CLORO
• Utilizando los materiales (soporte universal, mechero bunsen, pera de bromo,
etc ) se arma el equipo para generar gases, se coloca una pequeña cantidad
de KMnO4 en el matraz
• Adicionar con una pipeta ácido clorhídrico concentrado en pera de bromo
• Dejar caer gota a gota el ácido clorhídrico sobre el KMnO4.
• Se recoge Cl2 (g) en 2 tubos (limpios y secos) y el tercero en un recipiente
con agua.
Reacción Química:
KMnO4(s) + HCl(ac) Cl2(g)+ KCl + MnCl2 +H2O
Ec. Balanceada:
Cl 2 (g) + H2O (l ) HCl (ac) + HClO (ac)
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109
Obtenemos tres tubos de ensayos conteniendo el gas Cloro
OBSERVACIONES
Se forma por medio de este proceso gas cloro (incoloro) que es colocado en
dos tubos de ensayo y agua de cloro que se produce del cloro gaseoso con el
agua.
OBTENCION DEL BROMO
El bromo es un líquido de color rojo pardo que puede obtenerse en el
laboratorio de modo parecido al cloro, pero partiendo de los bromuros. Su
Cloro gaseoso Agua de Bromo
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110
densidad es cerca de tres veces mayor que la del agua; despide, a la
temperatura ordinaria, abundantes vapores rojizos de olor particular y
sofocante, q atacan las mucosas nasales y la vista. Es algo soluble en el agua,
a la que comunica su color rojizo ( agua de bromo ) .
En un tubo de ensayo colocar 1 ml de solución de KBr (s)
Se le adiciona por las paredes del tubo y con cuidado H2SO4(ac)
Observamos los resultados, obtenemos la siguiente reacción:
2KBr (s) + 2H2SO4(ac) Br2 + 2SO2 + K2SO4 + 2H2O
Anaranjado
Presencia de bromo
Adicionamos
H2SO4 a un
tubo de ensayo
con KBr
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111
OBSERVACIONES
Color amarillento esto es debido a la concentración, el color nos indica que hay
presencia de bromo , al tocar la parte inferior del tubo se siente caliente
OBTENCION DEL YODO
En un mortero colocamos KI(s) y MnO2(g)
Luego agregamos 1 ml de H2SO4
Llevamos la muestra a calentar en el mechero de bunsen
Observamos la reacción
2KI (s) + MnO2 (s) + 3H2SO4(CC) I2 (ac) + 2KHSO4 + MnSO4 + 2H2O
OBSERVACIONES
Se observa que cambia de color de blanco a marrón rojizo lo que nos indica la
presencia de yodo, es una reacción exotérmica
III. APLICACIONES
CLORO
El cloro se emplea principalmente en la purificación de aguas, como
blanqueante en la producción de papel y en la preparación de distintos
compuestos clorados.
• Un proceso de purificación de aguas ampliamente utilizado es la cloración.
Se emplea ácido hipocloroso, HClO, que se produce disolviendo cloro en agua
y regulando el pH.
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112
• En la producción de papel se emplea cloro en el blanqueo de la pulpa,
aunque tiende a ser sustituido por dióxido de cloro, ClO2.
• Una gran parte del cloro se emplea en la producción de cloruro de vinilo,
compuesto orgánico que se emplea principalmente en la síntesis del
poli(cloruro de vinilo), conocido como PVC.
• Se usa en la síntesis de numerosos compuestos orgánicos e inorgánicos, por
ejemplo tetracloruro de carbono (CCl4), o cloroformo (CHCl3), y distintos
halogenuros metálicos. También se emplea como agente oxidante.
FLÚOR
Elemento químico, el más ligero de los halógenos. El flúor en estado libre es
un gas, formado por moléculas diatómicas, sumamente reactivo y tóxico al ser
respirado. Sus principales aplicaciones tecnológicas son la síntesis de
determinados polímeros especiales, como el teflón (politetrafluoruroetileno), y
la de freones o derivados halogenados de los hidrocarburos, en la fluoración
que son pequeñas cantidades de fluoruros (1ppm) para reducir caries
No obstante su toxicidad, la difícil eliminación de los polímeros halogenados y
la reactividad de los freones con la capa de ozono, a la que destruyen, ha
hecho que en estos últimos años se intente reducir al máximo el uso de estos
compuestos.
Desde un punto de vista químico el flúor y algunos compuestos suyos como el
ácido fluorhídrico son de las pocas sustancias capaces de atacar al silicio y al
óxido de silicio, o cuarzo, creando compuestos volátiles. Esta propiedad hace
que se haya especulado con la posibilidad de que unos hipotéticos seres cuya
bioquímica estuviera basada en el silicio en lugar de en el carbono, motivo
éste bastante frecuente dentro de la ciencia ficción, deberían respirar una
atmósfera formada por flúor y ácido fluorhídrico dado que para ellos tanto el
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113
oxígeno como el agua resultarían unos tóxicos mortales tal como son para
nosotros estas sustancias.
BROMO
Elemento químico perteneciente a la familia de los halógenos. En estado puro
forma moléculas diatómicas, y se presenta en forma de líquido volátil de color
pardo y olor fuerte. Sus propiedades químicas son similares a las del flúor y el
cloro, aunque su reactividad química está más atenuada. Sus compuestos
tienen diversas aplicaciones, siendo uno de sus usos más habituales su
utilización para las emulsiones fotográficas en blanco y negro( bromuro de
plata), en forma de sales de plata., como insecticida ( dibromuro de etileno)
YODO
Elemento químico, el más pesado de los halógenos a excepción del inestable
y raro astato. El yodo puro forma moléculas diatómicas que se presentan en
forma de un sólido cristalino de color violáceo, soluble en agua y en otros
disolventes.
Aunque las propiedades químicas del yodo son similares a las del resto de los
halógenos, en éste están mucho más atenuadas. El yodo es una sustancia
bastante abundante en la naturaleza, encontrándose principalmente en el agua
del mar.
El yodo tiene distintas aplicaciones, tales como su uso como desinfectante
(tintura de yodo, yodo disuelto en alcohol), y también es necesario para la vida;
un déficit de yodo en la alimentación provoca alteraciones en la glándula
tiroides, situada en el cuello, con la aparición de bocio
Lecturas recomendadas:
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág 321
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114
DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES
GRUPO VI A
I. OXIGENO
El oxígeno es un elemento químico de número atómico 8 y símbolo O. En su
forma molecular más frecuente, O2, es un gas a temperatura ambiente.
Representa aproximadamente el 21% en volumen de la composición de la
atmósfera terrestre. Es uno de los elementos más importantes de la química
orgánica y participa de forma muy importante en el ciclo energético de los seres
vivos, esencial en la respiración celular de los organismos aeróbicos. Es un gas
incoloro, inodoro (sin olor) e insípido. Existe una forma molecular formada por
tres átomos de oxígeno, O3, denominada ozono cuya presencia en la
atmósfera protege la Tierra de la incidencia de radiación ultravioleta procedente
del Sol.
Un átomo de oxígeno combinado con dos de hidrógeno forman una molécula
de agua.
A. ESTADO NATURAL
El Oxígeno es el elemento más abundante de la superficie terrestre, de la cual
forma casi el 50%; constituye un 89% del agua y un 23% del aire (porcentajes
por pesos).
En estado libre, el oxígeno se encuentra en la atmósfera en forma de
moléculas diatónicas (O2), constituyendo un 23% por peso y un 21% por
volumen. En combinación, entra en la formación de una gran cantidad de
compuestos orgánicos y minerales, haciendo parte de todos los organismos
animales y vegetales. De los minerales que contienen oxígeno, los más
importantes son los que contienen silicio, siendo el más simple de todos la
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115
sílice (SiO2), que es el principal constituyente de la arena. Otros compuestos
que contienen oxígeno son sulfatos, carbonatos, fosfatos, nitratos y óxidos,
principalmente.
B. PROPIEDADES FISICAS
En condiciones normales de presión y temperatura, el oxígeno se encuentra en
estado gaseoso formando moléculas diatómicas (O2) que a pesar de ser
inestables se generan durante la fotosíntesis de las plantas y son
posteriormente utilizadas por los animales, en la respiración (ver ciclo del
oxígeno). También se puede encontrar de forma líquida en laboratorios. Si llega
a una temperatura menor que -219°C, se convierte en un sólido cristalino azul.
Su valencia es 2.
C. PROPIEDADES QUÍMICAS
Una de las propiedades de los elementos no metales como el oxígeno es por
ejemplo que los elementos no metales son malos conductores del calor y la
electricidad. El oxígeno, al igual que los demás elementos no metales, no tiene
lustre. Debido a su fragilidad, los no metales como el oxígeno, no se pueden
aplanar para formar láminas ni estirados para convertirse en hilos.
El estado del oxígeno en su forma natural es gaseoso (paramagnético). El
oxígeno es un elmento químico de aspecto incoloro y pertenece al grupo de los
no metales. El número atómico del oxígeno es 8. El símbolo químico del
oxígeno es O. El punto de fusión del oxígeno es de 50,35 grados Kelvin o de -
222,8 grados celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del oxígeno
es de 90,18 grados Kelvin o de -182,97 grados celsius o grados centígrados.
D. MÉTODOS DE OBTENCIÓN
Licuación del aire y destilación fraccionada del mismo (99% de la
producción).
Electrólisis de agua.
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116
Calentamiento de clorato de potasio con dióxido de manganeso como
catalizador.
Descomposición térmica de óxidos.
Descomposición catalítica de peróxidos.
E. USOS Y APLICACIONES
El oxígeno es un elemento químico importante que es. Incoloro, inodoro e
insípido. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el oxígeno, a
continuación tienes una lista de sus posibles usos:
Obviamente, el oxígeno es importante para la respiración humana. Por lo
tanto, la terapia de oxígeno se utiliza para las personas que tienen dificultad
para respirar debido a alguna condición médica (como enfisema o
neumonía).
El oxígeno gaseoso es venenoso para las bacterias que causan gangrena.
Por lo tanto, se utiliza para matarlos.
El envenenamiento por monóxido de carbono se trata con gas oxígeno.
En los trajes espaciales se utiliza oxígeno de un alto grado de pureza para
que los astronautas pueden respirar. Los tanques de buceo también
contienen oxígeno, aunque por lo general se mezcla con aire normal.
Los aviones y los submarinos también cuentan con bombonas de oxígeno
(para emergencias).
El oxígeno se utiliza en la producción de polímeros de poliéster y los
anticongelantes. Los polímeros se utilizan para hacer plástico y telas.
Los cohetes usan el oxígeno para quemar el combustible líquido y generar
sustentación.
La mayoría de oxígeno producido comercialmente se utiliza para convertir el
mineral dehierro en acero.
Los científicos usan la proporción de dos isótopos de oxígeno (oxígeno-18 y
oxígeno-16) en los esqueletos para investigar el clima de hace miles de
años.
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117
El oxígeno puro se utiliza para asegurar la combustión completa de los
productos químicos.
El oxígeno se utiliza para tratar el agua, y también para cortar y soldar
metales.
II.AGUA
Es una sustancia cuya molécula está formada por dos átomos de hidrógeno y
uno de oxígeno (H2O). Es esencial para la supervivencia de todas las formas
conocidas de vida. El término agua, generalmente, se refiere a la sustancia en
su estado líquido, pero la misma puede hallarse en su forma sólida llamada
hielo, y en forma gaseosa denominada vapor. El agua cubre el 71% de la
superficie de la corteza terrestre. Se localiza principalmente en
los océanos donde se concentra el 96,5% del agua total, los glaciares y
casquetes polares poseen el 1,74%, los depósitos subterráneos (acuíferos),
los permafrost y los glaciares continentales suponen el 1,72% y el restante
0,04% se reparte en orden decreciente entre lagos, humedad del suelo,
atmósfera, embalses, ríos y seres vivos.3 El agua es un elemento común
del sistema solar, hecho confirmado en descubrimientos recientes. Puede ser
encontrada, principalmente, en forma de hielo; de hecho, es el material base de
los cometas y el vapor que compone sus colas.
Desde el punto de vista físico, el agua circula constantemente en
un ciclo de evaporación o transpiración (evapotranspiración), precipitación, y
desplazamiento hacia el mar. Los vientos transportan tanto vapor de agua
como el que se vierte en los mares mediante su curso sobre la tierra, en una
cantidad aproximada de 45.000 km al año. En tierra firme, la evaporación y
transpiración contribuyen con 74.000 km³ anuales al causar precipitaciones de
119.000 km cada año.4
Se estima que aproximadamente el 70% del agua dulce es usada
para agricultura. El agua en la industria absorbe una media del 20% del
consumo mundial, empleándose en tareas de refrigeración, transporte y como
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118
disolvente de una gran variedad de sustancias químicas. El consumo
doméstico absorbe el 10% restante.
El agua es esencial para la mayoría de las formas de vida conocidas por el
hombre, incluida la humana. El acceso al agua potable se ha incrementado
durante las últimas décadas en la superficie terrestre. Sin embargo estudios de
la FAO, estiman que uno de cada cinco países en vías de desarrollo tendrá
problemas de escasez de agua antes de 2030; en esos países es vital un
menor gasto de agua en la agricultura modernizando los sistemas de riego.
Las propiedades fisicoquímicas más notables del agua son:
El agua es insípida e inodora en condiciones normales de presión y
temperatura. El color del agua varía según su estado: como líquido, puede
parecer incolora en pequeñas cantidades, aunque en el espectrógrafo se
prueba que tiene un ligero tono azul verdoso. El hielo también tiende al azul
y en estado gaseoso (vapor de agua) es incolora.
El agua bloquea sólo ligeramente la radiación solar UV fuerte, permitiendo
que las plantas acuáticas absorban su energía.
Ya que el oxígeno tiene una electronegatividad superior a la del hidrógeno,
el agua es una molécula polar. El oxígeno tiene una ligera carga negativa,
mientras que los átomos de hidrógenos tienen una carga ligeramente
positiva del que resulta un fuerte momento dipolar eléctrico. La interacción
entre los diferentes dipolos eléctricos de una molécula causa una atracción
en red que explica el elevado índice de tensión superficial del agua.
La fuerza de interacción de la tensión superficial del agua es la fuerza de
van der Waals entre moléculas de agua. La aparente elasticidad causada
por la tensión superficial explica la formación de ondas capilares. A presión
constante, el índice de tensión superficial del agua disminuye al aumentar
su temperatura. También tiene un alto valoradhesivo gracias a su
naturaleza polar.
La capilaridad se refiere a la tendencia del agua de moverse por un tubo
estrecho en contra de la fuerza de la gravedad. Esta propiedad es
aprovechada por todas las plantas vasculares, como los árboles.
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119
Otra fuerza muy importante que refuerza la unión entre moléculas de agua
es el enlace por puente de hidrógeno.
El punto de ebullición del agua (y de cualquier otro líquido) está
directamente relacionado con la presión atmosférica. Por ejemplo, en la
cima del Everest, el agua hierve a unos 68º C, mientras que al nivel del
mar este valor sube hasta 100º. Del mismo modo, el agua cercana a
fuentes geotérmicas puede alcanzar temperaturas de cientos de grados
centígrados y seguir siendo líquida.14 Su temperatura crítica es de
373,85 °C (647,14 K), su valor específico de fusión es de 0,334 kJ/g y su
índice específico de vaporización es de 2,23kJ/g.
El agua es un disolvente muy potente, al que se ha catalogado como
el disolvente universal, y afecta a muchos tipos de sustancias distintas. Las
sustancias que se mezclan y se disuelven bien en agua —como
las sales, azúcares, ácidos, álcalis, y algunos gases (como el oxígeno o
el dióxido de carbono, mediante carbonación)— son llamadas hidrófilas,
mientras que las que no combinan bien con el agua —
como lípidos y grasas— se denominan sustancias hidrófobas. Todos los
componentes principales de las células de proteínas, ADN y
polisacáridos se disuelven en agua. Puede formar un azeótropo con
muchos otros disolventes.
El agua es miscible con muchos líquidos, como el etanol, y en cualquier
proporción, formando un líquido homogéneo. Por otra parte,
los aceites son inmiscibles con el agua, y forman capas de variable
densidad sobre la superficie del agua. Como cualquier gas, el vapor de
agua es miscible completamente con el aire.
El agua pura tiene una conductividad eléctrica relativamente baja, pero ese
valor se incrementa significativamente con la disolución de una pequeña
cantidad de material iónico, como el cloruro de sodio.
El agua tiene el segundo índice más alto de capacidad calorífica
específica —sólo por detrás del amoníaco— así como una elevada entalpía
de vaporización (40,65 kJ mol-1); ambos factores se deben al enlace de
hidrógeno entre moléculas. Estas dos inusuales propiedades son las que
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120
hacen que el agua "modere" las temperaturas terrestres, reconduciendo
grandes variaciones de energía.
La densidad del agua líquida es muy estable y varía poco con los cambios
de temperatura y presión. A la presión normal (1 atmósfera), el agua líquida
tiene una mínima densidad (0,958 kg/l) a los 100 °C. Al bajar la
temperatura, aumenta la densidad (por ejemplo, a 90 °C tiene 0,965 kg/l) y
ese aumento es constante hasta llegar a los 3,8 °C donde alcanza una
densidad de 1 kg/litro. Esa temperatura (3,8 °C) representa un punto de
inflexión y es cuando alcanza su máxima densidad (a la presión
mencionada). A partir de ese punto, al bajar la temperatura, la densidad
comienza a disminuir, aunque muy lentamente (casi nada en la práctica),
hasta que a los 0 °C disminuye hasta 0,9999 kg/litro. Cuando pasa al estado
sólido (a 0 °C), ocurre una brusca disminución de la densidad pasando de
0,9999 kg/l a 0,917 kg/l.
El agua puede descomponerse en partículas de hidrógeno y oxígeno
mediante electrólisis.
Como un óxido de hidrógeno, el agua se forma cuando el hidrógeno —o
un compuesto conteniendo hidrógeno— se quema o reacciona
con oxígeno —o un compuesto de oxígeno—. El agua no es combustible,
puesto que es un producto residual de la combustión del hidrógeno. La
energía requerida para separar el agua en sus dos componentes
mediante electrólisis es superior a la energía desprendida por la
recombinación de hidrógeno y oxígeno. Esto hace que el agua, en contra de
lo que sostienen algunos rumores, no sea una fuente de energía eficaz.17
Los elementos que tienen mayor electropositividad que el hidrógeno —
como el litio, el sodio, el calcio, el potasio y el cesio— desplazan el
hidrógeno del agua, formandohidróxidos. Dada su naturaleza de
gas inflamable, el hidrógeno liberado es peligroso y la reacción del agua
combinada con los más electropositivos de estos elementos es una
violenta explosión.
A. EL AGUA DESTILADA
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121
El agua destilada, es aquella que como todo tipo de agua su composición se
basa en la unidad de moléculas H2O, solo que se le han eliminado las
impurezas e iones mediante la destilación.
La destilación es un método de producción de agua que consiste básicamente
en separar los componentes líquidos de una mezcla. Por lo tanto, el agua
destilada es H2O sin compuestos añadidos.
El agua forma parte importante del cuerpo humano y no podemos prescindir de
ella, si la podemos ingerir destilada es la mejor forma de hacerlo, pues el agua
destilada carece de elementos perniciosos para nuestra salud.
No existe estudio científico que nos señale posibles efectos fisiológicos
adversos respecto al consumo de agua destilada. Históricamente se ha
señalado que su consumo alarga la vida celular y por lo tanto la nuestra propia.
Tiene además la ventaja de carecer del cloro y otros elementos nocivos
presentes en el resto de aguas potables corrientes y a veces en el agua
embotellada
B. USOS Y APLICACIONES
La potabilización del agua corriente así como el mercado del agua embotellada,
hace que el uso de agua destilada como bebida no sea más frecuente. No
obstante, muchos fabricantes de bebidas la usan como base de sus productos
para asegurarse su pureza y buen sabor. También se puede encontrar
embotellada en supermercados, lista para beber. El uso de técnicas de
purificación de agua, como la destilación, es común en lugares donde no hay
una fuente de agua potable asequible o el agua que se puede obtener no es
apta para ser bebida.
En muchos hogares es común el uso de filtros, como las resinas de intercambio
iónico que le quitan parte de los iones calcio y magnesio que "endurecen" el
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122
agua para potabilizarla o quitarle el olor, pero la aparición de dispositivos
domésticos de ósmosis inversa (como los usados en las plantas
desalinizadoras) ha permitido el consumo de agua mucho más pura y casi
destilada. El dispositivo doméstico que asegura un agua totalmente destilada al
100% es la destiladora,si bien no parece ser muy común en el mercado.
El agua potable que se suministra en las redes urbanas proviene de ríos y
fuentes que también son vías de desecho para la industria y la agricultura, por
lo que contienen metales y microorganismos nocivos. Para asegurar unos
niveles de seguridad, es sometida a repetidos procesos mediante ósmosis,
ozono, ultravioletas y cloración.
Es muy frecuente que existan grandes aportes de cloro para asegurar su
potabilidad. No obstante estos procesos, durante todo el recorrido por la red
hasta los domicilios el agua acumula todo tipo de residuos desde que fuera
tratada en las plantas potabilizadoras. A menudo se encuentran compuestos
COV (compuestos orgánicos volátiles), fluoruros y otras 75.000 especies
diferentes de compuestos que no se eliminan mediante las técnicas
tradicionales de purificación, pero que prácticamente desaparecen al destilar el
agua. La presencia de compuestos cancerígenos como el boro ha sido
denunciada en varias grandes ciudades, en especial de los trihalometanos La
presencia de trihalometanos es polémica, porque aunque se defienden unos
niveles seguros en la ingesta de agua, se ha demostrado científicamente que
son muy peligrosos y cancerígenos al inhalarse en duchas, baños y otras
actividades comunes.
La destilación también es una técnica aplicada para potabilizar el agua del mar.
Es una técnica costosa energéticamente. Común en misiones militares como
en las recientes guerras del Golfo o de Irak para abastecer a las tropas, se
aplica también a barcos de propulsión nuclear al tener acceso a una fuente de
calor intensa y asequible usándola también como refrigerante del reactor
nuclear. En las plantas de desalinización para el consumo de la población civil
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123
es poco frecuente la destilación ya que hacen falta cantidades importantes de
energía.
En vez de la destilación se usan técnicas como la ósmosis inversa. Cabe
mencionar que el escritor Alberto Vázquez-Figueroa se apoyó en un equipo de
ingenieros para desarrollar un sistema de osmosis natural sin apenas gasto
energético, cuyas patentes han sido desarrolladas y ha sido probado con
éxito. Actualmente ya existen algunas desalinizadoras instaladas con este
sistema, pero a pesar la generosa aproximación de sus creadores en la entrega
de patentes, la presencia de sistemas que faciliten el acceso al agua no se ha
extendido por motivos políticos. De hecho las reservas subterráneas de los
países africanos con sequía son de las más grandes del mundo, pero no
existen proyectos para satisfacer las demandas de la población y evitar los
cientos de miles de muertos cada año por la sequía.
III. AGUA OXIGENADA
Peróxido de hidrógeno (H2O2), también conocido como agua
oxigenada, dioxogen o dioxidano, es un compuesto químico con
características de un líquido altamente polar, fuertemente enlazado con el
hidrógeno tal como el agua, que por lo general se presenta como un líquido
ligeramente más viscoso que ésta. Es conocido por ser un poderoso oxidante.
A temperatura ambiente es un líquido incoloro con sabor amargo. Pequeñas
cantidades de peróxido de hidrógeno gaseoso se encuentran naturalmente en
el aire. El peróxido de hidrógeno es inestable y se descompone lentamente en
oxígeno y agua con liberación de calor. Su velocidad de descomposición puede
aumentar mucho en presencia de catalizadores. Aunque no es inflamable, es
un agente oxidante potente que puede causarcombustión espontánea cuando
entra en contacto con materia orgánica o algunos metales, como el cobre, la
plata o el bronce.
El peróxido de hidrógeno se encuentra en bajas concentraciones (3 a 9%) en
muchos productos domésticos para usos medicinales y como blanqueador de
vestimentas y el cabello. En la industria, el peróxido de hidrógeno se usa en
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124
concentraciones más altas para blanquear telas y pasta de papel, y al 90%
como componente de combustibles para cohetes y para fabricar espuma de
caucho y sustancias químicas orgánicas. En otras áreas, como en la
investigación, se utiliza para medir la actividad de algunas enzimas, como
la catalasa.
Descubierta en 1818, el agua oxigenada es un líquido transparente, incoloro,
miscible en agua en todas proporciones.
El agua oxigenada es agua con una molécula extra de oxígeno que causa su
inestabilidad cuando se agrega al agua, creando cierto nivel de ozono
El ozono a su vez teniendo la oportunidad reacciona a cualquier componente
presente y este proceso se llama oxidación.
Por este simple medio, mata las bacterias en el agua y agrega oxígeno a su
sistema. Los niveles altos de oxígeno en el agua han probado aumentar
considerablemente la rapidez de crecimiento de las plantas
Los principales métodos para obtener agua oxigenada en el laboratorio se
basan en la hidrólisis de los peróxidos.
A. USOS Y APLICACIONES
Aplicaciones del agua oxigenada
Textil: Desencolado, blanqueo y tintura. Blanqueo hilado
algodón B-B alta temperatura.
Papel: Blanqueo pastas, papelote y linters. Destintado.
Decoloración efluentes. Producción pasta sin cloro
(ECF/TCF)
Química: Epoxidación/polimerización. Oxidante fuerte. Intermedio
en fabricación óxidos, peróxidos y perácidos.
Solubilizante de resinas.
Alimentación: Modificación almidones, colas y proteínas.
Deslignificación/blanqueo fibras vegetales. Control
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125
moho/población bacteriana. Eliminador de LISTERIA.
Envasado aséptico: Pre-esterilización de instalaciones y en la esterilización
del envase (cartón multicapa) para cualquier tipo de
máquina.
Electrónica: Grabado circuitos impresos. Mordentado/limpieza
transistores y semiconductores de germanio y silicio.
Regeneración cloruro cúprico.
Tratamiento metal: Decapado, pulido y abrillantado.
Purificación/recuperación de baños. Solubilización.
Sustituto de la urea.
Depuración de
aguas y gases:
Como agente oxidante: Eliminación de compuestos
químicos (Reducción DQO). Eliminación de metales.
Oxidación de contaminantes específicos. Tratamiento
de efluentes no biodegradables o tóxicos. Decoloración
de efluentes.
Coadyuvante en depuradoras biológicas: Control de
olores en colectores, decantadores y líneas de fangos.
Fuente de oxígeno para remediar situaciones de bulking
y espumas por bacterias filamentosas.
Tratamiento de gases: Control de óxidos de nitrógeno
(NOx). Sustitución del hipoclorito sódico en torres de
lavado de gases
Farmacia/Cosmética: Antiséptico general. Dermoaplicaciones. Oxidante.
Neutralizante. Decoloración cabello y del vello. Limpieza
dentaduras y desinfección zona bucal.
Curtición: Descurtido/blanqueo de pieles.
Detergencia: Quita manchas. Desinfectante. Reforzante blanqueo.
Lejía sin cloro. Limpieza/desodorización
desagües/inodoros. Lejía ropa de color.
Diversos: Fuente de oxígeno.
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126
Lecturas recomendadas:
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág 858
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127
DESARROLLO DE NOTAS DE CLASES
GRUPO VI A (II)
I. AZUFRE
El azufre es un elemento químico de número atómico 16 y símbolo S
(del latín sulphur). Es un no metal abundante con un olor característico. El
azufre se encuentra en forma nativa en regiones volcánicas y en sus formas
reducidas formando sulfuros y sulfosales o bien en sus formas oxidadas
como sulfatos. Es un elemento químico esencial para todos los organismos y
necesario para muchos aminoácidos y, por consiguiente, también para
las proteínas. Se usa principalmente como fertilizante pero también en la
fabricación de pólvora, laxantes, cerillas e insecticidas.
A. ALOTROPÍA DEL AZUFRE
Alotropía (Del Griego: Allos, Otro, Y Tropos, Manera) En Química Es La
Propiedad Que Poseen Determinados Elementos Químicos De Presentarse
Bajo Estructuras Químicas Diferentes, Como El Oxígeno, Que Puede
Presentarse Como Oxígeno Atmosférico (O2) Y Como Ozono (O3).Las
propiedades alotrópicas se presentan en elementos que tienen una misma
composición, pero aspectos diferentes; por lo tanto, la propiedad debe
observarse en el mismo estado de agregación de la materia y es característico
del estado sólido
A pesar que el azufre elemental es conocido desde tiempos de la prehistoria,
no fue hasta hace apenas 20 años que se pudo aclarar la alotropía que poseía
este elemento. El alótropo más común del azufre en la naturaleza es el S8,
o ciclooctaazufre, el cual con una temperatura superior a 95ºC es cristalino
formando cristales aciculares, sin embargo, por debajo de dicha temperatura se
forman cristales de tipo más grueso. Los cristales, se nombran como
monocíclicos y rómbicos, según sus formas, diferenciándose tan solo en la
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128
forma en la que las moléculas se van empacando. Ambas formas son
polimorfitas una de la otra, no alótropos propiamente dicho. Los polimorfos se
pueden definir como distintas estructuras cristalinas en las cuales las unidades
del compuesto, que son iguales, se van acomodando de diversa forma.
En 1891 se pudo sintetizar por vez primera un alótropo del azufre, el cual
poseía unos anillos con un tamaño distinto de ocho. Dicho alótropo fue el S6,
ciclohexaazufre, el segundo en ser descubierto de entre muchos alótropos
reales del azufre. Para poderdistinguir los alótropos y los polimorfos, se puede
definir de forma más correcta a los alótropos como unas formas del mismo
elemento que tienen unidades moleculares distintas. Se ha conseguido
sintetizar alótropos del azufre con medidas de anillo de entre 6 y 20, y existen
indicios de la posible existencia de alótropos con unos anillos bastante
mayores. El más estable de todos, a parte del ciclooctaazufre, es el
ciclododecaazufre, o S12.
El ciclohexaazufre puede ser sintetizado mezclando tiosulfato de sodio y ácido
clorhídrico en estado concentrado, a través de la reacción:
6 Na2S2O3 (ac) + 12 HCl (ac) → S6 (s) +6 SO2 (g) + 12 NaCl (ac) + 6 H2O (l)
Pero, sin embargo, existe ya una síntesis bastante lógica de los anillos con
números de átomos pares, los cuales son más estables que los anillos de
números impares. El método implica una reacción del polisulfuro de hidrógeno
adecuado, H2Sx, con el dicloruro de poliazufre más adecuado, SyCl2, de
manera que la x+y, de cómo resultado un tamaño igual al anillo que se desea.
Así, el ciclododecaazufre puede prepararse mezclando octasulfuro de
dihidrógeno, H2S8, y dicloruro de tetraazufre, S4Cl2, en disolvente etoxietano:
H2S8 + S4Cl2 → S12 (s) + 2 HCl (g)
Pero el ciclooctaazufre es el alótropo que se encuentra en la naturaleza,
prácticamente en exclusiva, y el que se produce en la mayoría de las
reacciones químicas, por lo cual hablaremos más detenidamente de él. En el
punto de fusión, el ciclooctaazufre forma un líquido de un color ocre de baja
viscosidad, pero cuando dicho líquido se calienta, se produce n cambio
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129
considerable en las propiedades, cuando llega a los 159ºC. Dicha
transformación de las propiedades pasa con un aumento de la viscosidad de
unas 10^4 veces. También, el líquido se torna mucho más oscuro. Estos
cambios puedes explicarse en términos de ruptura de anillos. Así las cadenas
de ciclooctaazufre se enlazan entre sí para dar lugar a la formación de
polímeros que pueden llegar a contener un total de 20.000 átomos de azufre.
Por lo cual, el aumento de la viscosidad se explica por la sustitución de las
moléculas de S8, que se pueden mover libremente, por dichas cadenas,
interactuando de manera intensa con las fuerzas de dispersión.
Según va aumentando la temperatura hacia el punto de ebullición del azufre, es
decir 444ºC, la viscosidad inicia a bajar gradualmente pues las unidades
poliméricas comienzas a partirse a causa del mayor movimiento térmico. Si
dicho líquido es vertido en el agua fría, se conseguirá la formación de un sólido
transparente y elástico de color marrón claro, conociendo a dicha sustancia
como azufre plástico. Este material cambia lentamente a microcristales de
azufre rómbico.
La ebullición del azufre provoca una fase de gas verde, que en la gran parte
consiste en ciclooctaazufre. Cuando la temperatura aumenta aún mas, los
anillos sufren una fragmentación; en torno a 700ºC se ve un gas de color
violeta que contiene moléculas de diazufre, análogas a las de dioxígeno.
II. ESTADO NATURAL
Como azufre elemental en regiones volcánicas. Como s y h2s en combustibles
fósiles y en aguas naturales. Como s2- y so42- en minerales (pirita –fes2-,
cinabrio –hgs-, galena -pbs...) Como so2 en erupciones volcánicas, procesos
industriales y combustión de fósiles
III. PROPIEDADES
A. PROPIEDADES FÍSICAS
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130
Estado de la materia sólido
Entalpía de vaporización 10.5 kJ/mol
Entalpía de fusión 1,7175 kJ/mol
Presión de vapor 2,65 × 10-20 Pa a 388 K
Velocidad del sonido m/s a 293,15 K
B. PROPIEDADES QUÍMICAS
Número atómico 16
Valencia +2,2,4,6
Estado de oxidación -2
Electronegatividad 2,5
Radio covalente (Å) 1,02
Radio iónico (Å) 1,84
Radio atómico (Å) 1,27
Configuración electrónica [Ne]3s23p4
Primer potencial de ionización (eV) 10,36
Masa atómica (g/mol) 32,064
Densidad (g/ml) 2,07
Punto de ebullición (ºC) 444,6
Punto de fusión (ºC) 119,0
C. MÉTODOS DE OBTENCIÓN
El azufre existe en forma elemental en depósitos subterráneos y se extrae
mediante un procedimiento especial, conocido comoproceso Frash en honor a
su inventor, Herman Frasch un químico americano que lo desarrolló en 1891.
Se inyecta agua sobrecalentada (a una temperatura de alrededor de 165 ºC y
16 atm) en la roca subterránea que contiene azufre a través del tubo exterior de
una sonda formada por tres tubos concéntricos. El azufre funde (PF = 119 ºC),
formando una bolsa líquida. Se inyecta aire comprimido (a 20-25 atm) por el
tubo más interno y la mezcla azufre-agua asciende por el tubo intermedio. El
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131
azufre así obtenido es muy puro (pureza del 99,5-99,9%) y no contiene
impurezas de Se, Te o As.
Aunque el proceso Frasch en su día fue la principal fuente de azufre elemental,
la situación es distinta ahora. Ello se debe a la necesidad de controlar las
emisiones de azufre en las operaciones industriales. El H2S es una impureza
frecuente en el petróleo y en el gas natural. El primer paso para la recuperación
del S del gas natural consiste en la separación del H2S para lo cual se
aprovechan sus propiedades ácidas. Se pasa el gas a través de una disolución
acuosa de una base orgánica, donde el único gas retenido es el H2S:
Después de ser eliminado del combustible, El H2S se reduce a azufre
elemental mediante un proceso en dos etapas
2 H2S(g) + 2 O2(g) [CAT] → 1/8 S8(g) + SO2(g) + 2 H2O(g);
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132
2 H2S(g) + SO2(g) → 3/8 S8(s) + 2 H2O(g); [cat] = Fe2O3 y Al2O3
Un reactor múltiple puede llegar a una conversión del 95-96%. Actualmente y
debido a las restricciones impuestas por la legislación actual, respecto a los
contaminantes del aire, ha sido posible elevar este porcentaje hasta el 99%.
Una secuencia de reacciones similar se emplea para la producción de azufre a
partir del petróleo, con la salvedad de que hay que eliminar los compuestos
organosulfurados, mediante procesos de hidrogenación.
D. USOS Y APLICACIONES, ÁCIDO SULFÚRICO
El azufre se usa en multitud de procesos industriales como la producción
de ácido sulfúrico para baterías, la fabricación de pólvora y
el vulcanizado delcaucho. El azufre tiene usos como fungicida y en la
manufactura de fosfatos fertilizantes. Los sulfitos se usan para blanquear
el papel y en cerillas. Eltiosulfato de sodio o amonio se emplea en la
industria fotográfica como «fijador» ya que disuelve el bromuro de plata; y
el sulfato de magnesio (sal de Epsom) tiene usos diversos
como laxante, exfoliante, o suplemento nutritivo para plantas.
El azufre se presenta en el comercio o bien en forma de polvo o bien en forma
de cilindros gruesos (azufre en cañón), que se obtienen por solidificación del
fundido en moldes de madera. Por condensación del vapor sobre cámaras de
mucha superficie, cerradas, se forma un polvo muy fino llamado flor de azufre.
También se presenta en forma de barras finas, provistas de mecha de algodón
para facilitar su combustión con producción de SO2, para la fumigación de
recipientes destinados a la fabricación y conservación de vinos y cervezas.
El 90% del S elemental se destina a la fabricación de SO2 que a su vez se
destina mayoritariamente a la síntesis de ácido sulfúrico, materia prima en la
elaboración de fertilizantes (SO2 → SO3→ H2SO4 → fertilizantes). El resto
(10%) del S elemental se destina a la síntesis de CS2, a la vulcanización del
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133
caucho, a la obtención de fungicidas, insecticidas, pólvora y productos
farmacéuti
E. EFECTOS DEL AZUFRE SOBRE LA SALUD
El azufre se puede encontrar frecuentemente en la naturaleza en forma de
sulfuros. Durante diversos procesos se añaden al medio ambiente enlaces de
azufre dañinos para los animales y los hombres. Estos enlaces de azufre
dañinos también se forman en la naturaleza durante diversas reacciones, sobre
todo cuando se han añadido sustancias que no están presentes de forma
natural. Los compuestos del azufre presentan un olor desagradable y a
menudo son altamente tóxicos. En general las sustancias sulfurosas pueden
tener los siguientes efectos en la salud humana:
Efectos neurológicos y cambios comportamentales
Alteración de la circulación sanguínea
Daños cardiacos
Efectos en los ojos y en la vista
Fallos reproductores
Daños al sistema inmunitario
Desórdenes estomacales y gastrointestinales
Daños en las funciones del hígado y los riñones
Defectos en la audición
Alteraciones del metabolismo hormonal
Efectos dermatológicos
Asfixia y embolia pulmonar
F. EFECTOS AMBIENTALES DEL AZUFRE
El azufre puede encontrarse en el aire en varias formas diferentes. Puede
provocar irritaciones en los ojos y garganta de los animales, cuando la toma
tiene lugar a través de la inhalación del azufre en su fase gaseosa. El azufre se
aplica extensivamente en las industrias y es emitido al aire, debido a las
limitadas posibilidades de destrucción de los enlaces de azufre que se aplican.
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134
Los efectos dañinos del azufre en los animales son principalmente daños
cerebrales, a través de un malfuncionamiento del hipotálamo, y perjudicar el
sistema nervioso.
Pruebas de laboratorio con animales de prueba han indicado que el azufre
puede causar graves daños vasculares en las venas del cerebro, corazón y
riñones. Estos tests también han indicado que ciertas formas del azufre pueden
causar daños fetales y efectos congénitos. Las madres pueden incluso
transmitirles envenenamiento por azufre a sus hijos a través de la leche
materna.
Por último, el azufre puede dañar los sistemas enzimáticos internos de los
animales.
Lecturas recomendadas:
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág 858
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135
DESARROLLO DE NOTAS DE CLASES
GRUPO V A
I. NITRÓGENO
Elemento químico, símbolo N, número atómico 7, peso atómico 14.0067; es un
gas en condiciones normales. El nitrógeno molecular es el principal
constituyente de la atmósfera (78% por volumen de aire seco). Esta
concentración es resultado del balance entre la fijación del nitrógeno
atmosférico por acción bacteriana, eléctrica (relámpagos) y química (industrial)
y su liberación a través de la descomposición de materias orgánicas por
bacterias o por combustión.
En estado combinado, el nitrógeno se presenta en diversas formas. Es
constituyente de todas las proteínas (vegetales y animales), así como también
de muchos materiales orgánicos. Su principal fuente mineral es el nitrato de
sodio.
Gran parte del interés industrial en el nitrógeno se debe a la importancia de los
compuestos nitrogenados en la agricultura y en la industria química; de ahí la
importancia de los procesos para convertirlo en otros compuestos. El nitrógeno
también se usa para llenar los bulbos de las lámparas incandescentes y
cuando se requiere una atmósfera relativamente inerte.
El nitrógeno, consta de dos isótopos, 14N y 15N, en abundancia relativa de
99.635 a 0.365. Además se conocen los isótopos radiactivos 12N, 13N, 16N
y 17
N, producidos por una variedad de reacciones nucleares. A presión y
temperatura normales, el nitrógeno molecular es un gas con una densidad de
1.25046 g por litro.
El nitrógeno elemental tiene una reactividad baja hacia la mayor parte de las
sustancias comunes, a temperaturas ordinarias. A altas temperaturas,
reacciona con cromo, silicio, titanio, aluminio, boro, berilio, magnesio, bario,
estroncio, calcio y litio para formar nitruros; con O2, para formar NO, y en
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136
presencia de un catalizador, con hidrógeno a temperaturas y presión bastante
altas, para formar amoniaco. El nitrógeno, carbono e hidrógeno se combinan
arriba de los 1800ºC (3270ºF) para formar cianuro de hidrógeno.
Cuando el nitrógeno molecular se somete a la acción de un electrodo de
descarga condensada o a una descarga de alta frecuencia se activa en forma
parcial a un intermediario inestable y regresa al estado basal con emisión de un
resplandor amarillo oro.
Los elementos de la familia del nitrógeno exhiben tres estados de oxidación
principales, -3, +3 y +5 en sus compuestos, aunque también se presentan otros
estados de oxidación. Todos los elementos de la familia del nitrógeno forman
hidruros, así como óxidos +3, óxidos +5, haluros +3 (MX3) y, excepto para el
nitrógeno y el bimuto, halogenuros +5 (MX5). E1 nitrógeno es el elemento más
electronegativo de la familia. Así, además de los estados de oxidación típicos
de la familia (-3,+3 y +5), el nitrógeno forma compuestos con otros estados de
oxidación.
Los compuestos que contienen una molécula de nitrógeno enlazada a un metal
se llaman complejos de nitrógeno o complejos dinitrógeno. Los metales que
pertenecen al grupo VIII de la familia de los metales de transición son
extraordinarios en su capacidad para formar compuestos de coordinación; para
cada metal de este grupo se han identificado varios complejos nitrogenados.
Los complejos nitrogenados de estos metales se presentan en estados de
oxidación bajos, como Co(I) o Ni(O), los otros ligandos presentes en estos
complejos, además de N2, son del tipo que se sabe que estabilizan estados de
oxidación bajos: las fofinas parecen ser particularmente útiles a este respecto.
A. ESTADO NATURAL
El nitrógeno constituye el 78% en volumen de la atmósfera terrestre donde está
presente en forma de moléculas de N2. Aunque es un elemento clave en los
organismos vivos los compuestos de nitrógeno no abundan en la corteza
terrestre, los depósitos naturales de nitrógeno son los de KNO3 y NaNO3. Es
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137
un gas incoloro, inodoro, insípido compuesto por moléculas de N2, la molécula
es muy poco reactiva a causa del fuerte enlace triple entre los átomos de
nitrógeno.
Abunda en el aire al estado libre; combinado se encuentra en el salitre de
potasio KNO3 y en el nitro de Chile NaNO3 Es constituyente esencial del
protoplasma celular, por lo que se encuentra en toda materia viviente. Toda la
materia fósil y el carbón de hulla lo contienen en grandes cantidades también
en combinación.
B. PROPIEDADES
Una de las propiedades de los elementos no metales como el nitrógeno es por
ejemplo que los elementos no metales son malos conductores del calor y la
electricidad. El nitrógeno, al igual que los demás elementos no metales, no
tiene lustre. Debido a su fragilidad, los no metales como el nitrógeno, no se
pueden aplanar para formar láminas ni estirados para convertirse en hilos.
El estado del nitrógeno en su forma natural es gaseoso. El nitrógeno es un
elemento químico de aspecto incoloro y pertenece al grupo de los no metales.
El número atómico del nitrógeno es 7. El símbolo químico del nitrógeno es N. El
punto de fusión del nitrógeno es de 63,14 grados Kelvin o de -210,01 grados
celsius o grados centígrados. El punto de ebullición del nitrógeno es de 77,35
grados Kelvin o de -195,8 grados celsius o grados centígrados.
C. PROPIEDADES QUÍMICAS
Número atómico 7
Valencia 1,2,+3,-3,4,5
Estado de oxidación - 3
Electronegatividad 3,0
Radio covalente (Å) 0,75
Radio iónico (Å) 1,71
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Radio atómico (Å) 0,92
Configuración electrónica 1s22s22p3
Primer potencial de ionización (eV) 14,66
Masa atómica (g/mol) 14,0067
Densidad (g/ml) 0,81
Punto de ebullición (ºC) -195,79 ºC
Punto de fusión (ºC) -218,8
D. MÉTODOS DE OBTENCIÓN
La industria lo obtiene retirando el O del aire por alguna substancia capaz de
combinarse con él y dejando intacto al N.
En la actualidad se obtiene por destilación fraccionada del aire líquido,
obteniéndose al mismo tiempo oxigeno.
En el laboratorio se parte del nitrito amónico que al ser calentado ligeramente
se descompone y deja en libertad al N. La reacción es peligrosa y por ello la
experiencia debe hacerse con mucho cuidado.
A PARTIR DEL AIRE.
El nitrógeno puede obtenerse del aire por simple eliminación del oxígeno. En el
laboratorio, haciendo pasar el aire arriba de cobre calentado, éste se apodera
del oxígeno para formar óxido cúprico sólido, CuO. Si se quema fósforo en
una campana invertida sobre agua se forma fósforo pentaoxidado sólido, que
se disuelve en el agua y deja un residuo que en su mayor parte esnitrógeno.
Otro método de obtención consiste en hacer burbujear aire en una solución
alcalina de pirogalol, que absorbe al oxígeno.
En la industria el nitrógeno se obtiene a partir del aire líquido.
A PARTIR DE SUS COMPUESTOS.
El nitrógeno puede prepararse por oxidación del amoníaco, por lo cual se hace
pasar este gas sobre óxido de cobre calentado al rojo.
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139
2NH3 + 3CuO 3H2O + N2 + 3Cu0
Un método más conveniente consiste en la descomposición del nitrito de
amonio, NH4NO2. Este compuesto es inestable, y se descompone y se
descompone fácilmente en agua y da nitrógeno. Cuando se calienta
suavemente una disolución que contiene una mezcla de cloruro de amonio y
nitrito de sodio, se desprende nitrógeno.
NH4+ + NO2 2H2O + N2.
E. USOS YAPLICACIONES
La aplicación comercial más importante del nitrógeno diatómico es la obtención
de amoníaco por el proceso de Haber. El amoníaco se emplea con
posterioridad en la fabricación de fertilizantes y ácido nítrico.
Las sales del ácido nítrico incluyen importantes compuestos como el nitrato de
potasio (nitro o salitre empleado en la fabricación de pólvora) y el nitrato de
amonio fertilizante.
Los compuestos orgánicos de nitrógeno como la nitroglicerina y
el trinitrotolueno son a menudo explosivos. La hidracina y sus derivados se
usan como combustible en cohetes.
El ciclo de este elemento es bastante más complejo que el del carbono, dado
que está presente en la atmósfera no sólo como N2 (78%) sino también en una
gran diversidad de compuestos. Se puede encontrar principalmente
como N2O, NO y NO2, los llamados NOx. También forma otras combinaciones
con oxígeno tales como N2O3 y N2O5 (anhídridos), "precursores" de los
ácidos nitroso y nítrico. Con hidrógeno forma amoníaco (NH3), compuesto
gaseoso en condiciones normales.
Al ser un gas poco reactivo, el nitrógeno se emplea industrialmente para crear
atmósferas protectoras y como gas criogénico para obtener temperaturas del
orden de 78K de forma sencilla y económica.
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140
En la actualidad el nitrógeno es empleado en diversas labores; en los países
desarrollados una de las más recientes y comunes es el ser empleado en lugar
del aire común para el inflado de llantas y neumáticos debido a la alta
eficiencia que se derivan de su uso. Su composición química molecular lo
define como un gas inerte por tanto no se dilata con la fricción o el
movimiento, evitando mayor presión en el neumático y por tanto fugas que se
derivan en perdida de presión de la llanta, seguidos por mayor esfuerzo del
motor, mayor consumo de combustible, más rápido desgaste del neumático y
los frenos. El uso del nitrógeno para el inflado de los neumáticos no solo
redime en un ahorro directo, paralelo a esto también hace un gran aporte
ecológico al disminuir las emisiones de CO2 provenientes del esfuerzo
adicional que deben hacer los vehículos al perder presión constantemente en
las llantas cuando son infladas con aire.
F.EFECTOS DEL NITRÓGENO SOBRE LA SALUD
Las moléculas de Nitrógeno se encuentran principalmente en el aire. En agua y
suelos el Nitrógeno puede ser encontrado en forma de nitratos y nitritos. Todas
estas substancias son parte del ciclo del Nitrógeno, aunque hay una conexión
entre todos.
Los humanos han cambiado radicalmente las proporciones naturales de
nitratos y nitritos, mayormente debido a la aplicación de estiércoles que
contienen nitrato. El Nitrógeno es emitido extensamente por las industrias,
incrementando los suministros de nitratos y nitritos en el suelo y agua como
consecuencia de reacciones que tienen lugar en el ciclo del Nitrógeno.
Las concentraciones de Nitrógeno en agua potable aumentarán grandemente
debido a esto.
Nitratos y nitritos son conocidos por causar varios efectos sobre la salud. Estos
son los efectos más comunes:
Reacciones con la hemoglobina en la sangre, causando una disminución
en la capacidad de transporte de oxígeno por la sangre. (nitrito)
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141
Disminución del funcionamiento de la glándula tiroidea. (nitrato)
Bajo almacenamiento de la vitamina A. (nitrato)
Producción de nitrosaminas, las cuales son conocidas como una de las
más común causa de cáncer. (nitratos y nitritos)
Pero desde un punto de vista metabólico, el óxido de nitrógeno (NO) es mucho
más importante que el nitrógeno. En 1987, Salvador Moncada descubrió que
éste era un mensajero vital del cuerpo para la relajación de los músculos, y hoy
sabemos que está involucrado en el sistema cardiovascular, el sistema
inmunitario, el sistema nervioso central y el sistema nervioso periférico. La
enzima que produce el óxido nítrico, la óxido-nítrico sintasa, es abundante en el
cerebro.
Aunque el óxido nítrico tiene una vida relativamente corta, se puede difundir a
través de las membranas para llevar a cabo sus funciones. En 1991, un equipo
encabezado por K.–E.Anderson del hospital universitario de Lund, Suecia,
demostró que el óxido nítrico activa la erección por medio de la relajación del
músculo que controla el flujo de sangre en el pene. La droga Viagra trabaja
liberando óxido nítrico para producir el mismo efecto.
G.EFECTOS AMBIENTALES DEL NITRÓGENO
Los humanos han cambiado radicalmente los suministros de nitratos y nitritos.
La mayor causa de la adición de nitratos y nitritos es el uso intensivo de
fertilizantes. Los procesos de combustión pueden también realzar los
suministros de nitrato y nitrito, debido a la emisión de óxidos de nitrógeno que
puede ser convertidos en nitratos y nitritos en el ambiente.
Los nitratos y nitritos también consisten durante la producción química y son
usado como agentes conservantes en las comidas. Esto causa las
concentraciones de nitrógeno en el agua subterránea y aguas superficiales y
en la comida crece en gran medida.
La adición de Nitrógeno enlazado en el ambiente tiene varios efectos.
Primeramente, puede cambiar la composición de especies debido a la
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142
susceptibilidad de ciertos organismos a las consecuencias de los compuestos
de nitrógeno. Segundo, la mayoría del nitrito puede tener varios efectos sobre
la salud de los humanos así como en animales. La comida que es rica en
compuestos de Nitrógeno puede causar una pérdida en el transporte de
oxígeno en la sangre, lo que puede tener consecuencias serias para el ganado.
La toma de altas concentraciones de Nitrógeno puede causar problemas en la
glándula tiroidéa y puede llevar a bajos almacenamientos de la Vitamina A. En
los estómagos e intestinos de animales los nitratos pueden convertirse en
nitrosaminas, un tipo de substancia peligrosamente cancerígena.
III. AMONÍACO
El amoníaco, en la grafía del español americano, amoniaco, en la grafía del
español de España, trihidruro de nitrógeno, hidruro de nitrógeno
(III),azano, espíritu de Hartshorn, nitro-sil, vaporole, gas de amonio o AM-
FOL es un compuesto químico cuya molécula consiste en
un átomo de nitrógeno(N) y tres átomos de hidrógeno (H) de acuerdo a
la fórmula NH3.
Según la teoría de repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia,
los pares electrónicos de valencia del nitrógeno en la molécula se orientan
hacia los vértices de un tetraedro, distribución característica cuando existe
hibridación sp3. Existe un par solitario, por lo que la geometría de la molécula
es piramidal trigonal (grupo puntual de simetría C3v). En disolución acuosa se
puede comportar como una base y formarse el ion amonio, NH4+, con
un átomo de hidrógeno en cada vértice de un tetraedro.
El amoníaco, a temperatura ambiente, es un gas incoloro de olor muy
penetrante y nauseabundo. Se produce naturalmente por descomposición de la
materia orgánica y también se fabrica industrialmente. Se disuelve fácilmente
en el agua y se evapora rápidamente. Generalmente se vende en
forma líquida.
La cantidad de amoníaco producido industrialmente cada año es casi igual a la
producida por la naturaleza. El amoníaco es producido naturalmente en
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143
el suelo por bacterias, por plantas y animales en descomposición y por
desechos animales. El amoníaco es esencial para muchos procesos biológicos.
La mayor parte (más del 80%) del amoníaco producido en plantas químicas es
usado para fabricar abonos y para su aplicación directa como abono. El resto
es usado en textiles, plásticos, explosivos, en la producción de pulpa
y papel, alimentos y bebidas, productos de limpieza domésticos, refrigerantes y
otros productos. También se usa en sales aromáticas.
IV CLORURO DE AMONIO
El cloruro de amonio, también llamado sal amoníaco o cloruro amoníaco, es,
como indica su nombre una sal de amonio, y su fórmula química es NH4Cl.
Esta sal se obtiene a partir de la reacción de ácido clorhídrico y amoníaco.
Habitualmente lo encontramos en forma de polvo blanco o incoloro. Es inodoro
e higroscópico (esto significa que tiene afinidad por la humedad ambiental).
Es soluble en agua, disociándose parcialmente, formando un ácido débil. Su
solubilidad aumenta con la temperatura según la siguiente tabla:
A cero grado 29.7 gr. de cloruro de amonio en 100 gr de agua
A veinte grados 54.6 gr de cloruro de amonio en 100 gr de agua
A ochenta grados 66.1 gr de cloruro de amonio en 100 gr de agua
A cien grados 73.0 gr de cloruro de amonio en 100 gr de agua
El cloruro de amonio se descompone si es sometido a altas temperaturas,
liberando humos tóxicos e irritantes, como amoníaco, óxidos de nitrógeno y
cloruro de hidrógeno.
Esta sustancia puede reaccionar con violencia en contacto con nitrato de
amonio y clorato de potasio, causando explosiones y peligro de incendio. Se
debe conservar en lugar seco y fresco, alejado de las sustancias con las que
pueda reaccionar.
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144
El cloruro de amonio tiene distintas y variadas aplicaciones, se usa en la
fabricación de pilas secas, en los procesos de galvanizado y estañado de zinc,
como fundente en soldaduras, como removedor de óxido en metales, también
es utilizado en la industria textil, en alfarería, entre otros.
También tiene usos en el campo de la medicina, es este sentido, se ha usado
cloruro de amonio como diurético, ya que en el cuerpo humano, aumenta la
excreción renal de cloruros y sodio. Además, ha sido usado como
expectorante, ya que irrita la mucosa bronquial, aumentando la secreción de
las sus glándulas.
El cloruro de amonio se absorbe con facilidad por la vía gastrointestinal, es
metabolizado en el hígado y se excreta principalmente por la orina.
Su uso está contraindicado en pacientes con afecciones hepáticas, ya que
puede almacenarse y causar intoxicación por amoníaco.
El cloruro de amonio puede causar irritación de nariz y garganta, si es inhalado
en forma de humo o polvillo, en grandes cantidades. También puede causar
náuseas, vómitos, dolor de garganta, y acidosis. En caso de inhalación de esta
sustancia, se recomienda trasladar al paciente a un lugar aireado. De
presentarse dificultades respiratorias, administrar oxígeno o respiración
artificial.
El contacto de esta sustancia con la piel y los ojos, también causa irritación,
enrojecimiento y dolor. En estos casos, se debe enjuagar la zona con
abundante agua y jabón, al menos durante quince minutos.
A. PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS
El amoniaco es un gas incoloro, picante, que se reconoce y percibe fácilmente
por su olor familiar.
Puede licuarse a temperaturas ordinarias:
a 10ºC necesita una presión de 6'02 atm.
a 20ºC necesita una presión de 8'5 atm.
Al disolverse en agua el volumen del líquido aumenta notablemente.
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145
Peligros excepcionales de fuego y de explosión: una mezcla de amoniaco en
aire desde un 16% hasta un 25% puede producir una explosión al fuego.
Mantenga el recipiente fresco para evitar la explosión o el escape de gas. Se
puede incrementar el peligro de incendio con la presencia de aceite o de otros
materiales inflamables.
Límite inflamable superior: 25% en volumen
Límite inflamable inferior: 16% en volumen
Estado físico: gas comprimido
Apariencia: gas o líquido
Solubilidad en agua: 100%
Solubilidad en otros productos químicos: alcohol. Forma hidratos enlazando las
moléculas de agua por puentes de hidrógeno.
Punto de solidificación: 77'7ºC; 107'90ºF
Corrosividad: algunos tipos de plásticos, gomas y revestimientos, oro y
mercurio.
Da lugar a sales amónicas volátiles hidrolizables. Sus sales se descomponen
fácilmente al calentarse(por se sales de base débil volátil).
Estabilidad: aunque es estable a temperaturas ordinarias el amoniaco empieza
a descomponerse apreciablemente en sus elementos a 500ºC. La reacción,
como sabemos es reversible:
2NH3! N2 + 3H2
Acción sobre no metales: el amoniaco no es combustible en el aire, pero arde
en oxígeno con una llama amarilla, formando vapor de agua y nitrógeno, sin
embargo, una mezcla de amoniaco y aire en contacto con platina a 700ºC
forma óxido nítrico:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
El óxido nítrico puede oxidarse a dióxido de nitrógeno y convertirse en ácido
nítrico.
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146
Acción sobre metales: ciertos metales, como el litio y el magnesio, reaccionan
con amoniaco a alta temperatura para formar nitruros:
2NH3 + 3Mg = N2Mg3 + 3H2
Con sodio y potasio, solamente una parte del hidrógeno se reemplazara
formándose la amida.
2NH3 +2Na = 2NH2Na + H2!
Acción sobre compuestos: el amoniaco actúa como reductor sobre muchos
óxidos cuando se hace pasar el gas sobre ellos a alta temperatura:
2NH3 + 3CuO = Na! + 3Cu +3H2O!
Se combina con muchas sales para formar compuestos complejos, tal como las
sales diaminoargénticas, las cuales contienen el ion complejo positivo Ag
(NH3)+2.
El amoniaco se disuelve en agua y forma una disolución alcalina que suele
llamarse hidróxido amónico. Tales disoluciones contienen concentraciones
débiles de los dos iones NH+4 y OH- :
NH3 + H2O ! NH+4 + OH-
La formulación del ion complejo, NH+4, desplaza el equilibrio entre las
moléculas de agua y sus iones y al establecerse de nuevo, la concentración de
OH- es mayor que la de H3O+, y la disolución es alcalina.
B.MÉTODOS DE OBTENCIÓN
El amoníaco se obtiene por unión directa de los elementos, según el proceso
N2 + 3H2 2NH3 + 21.880 calorías.
Esta reacción es reversible. De la ecuación termoquímica deducimos que el
rendimiento del amoníaco disminuye al aumentar la temperatura (ley de
Van't Hoff). A bajas temperaturas, la reacción es demasiado lenta para poder
utilizarse prácticamente. En presencia de un catalizador, por ejemplo, una
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147
mezcla especial preparada con hierro, molibdeno y algo de óxido de aluminio,
la combinación se acelera mucho. Pero incluso con el uso de un catalizador no
podría aprovecharse industrialmente la reacción si no si no interviniera en ella
otro factor: la presión.
En la ecuación química anterior se observa que la formación de amoníaco va
acompañada de una disminución del volumen, esto es, que cuatro volúmenes
de la mezcla de hidrógeno y nitrógeno se convierten en dos de amoníaco. Por
consiguiente, la reacción directa se ve favorecida por aumento de la
presión (principio de Le Chatelier). Con el empleo de catalizadores, y
regulando la temperatura y presión, es posible obtener rendimientos
satisfactorios para la producción a gran escala.
RENDIMIENTO TEMPERATURA PRESION
15 % 550-500°C 200 atm.
40 % 450-500°C 900 atm.
El hidrógeno y el nitrógeno que se usan en este proceso deben ser puros al
extremo para evitar el envenenamiento del catalizador. Después de pasar por
éste, los gases se enfrían, y el amoníaco se separa licuándolo a presión o por
absorción en agua. Los gases que quedan vuelven a la cámara catalítica para
su ulterior tratamiento.
VII. USOS Y APLICACIONES
La disolución del amoniaco se emplea en usos domésticos. Como elimina la
dureza temporal del agua, se emplea para limpiar y lavar, con el ahorro
consiguiente de jabón. Recientemente se ha ideado un método para
descomponer el amoniaco mediante un catalizador y producir una mezcla del
75% de hidrógeno y 25% de nitrógeno, en volumen, que puede utilizarse en
sopletes oxhídricos para soldar metales raros y aceros especiales. Un tubo de
amoniaco líquido proporciona así más hidrógeno que el que pudiera
comprimirse en el mismo volumen. Para transporte y almacenaje resulta, pues,
una fuente conveniente y compacta de hidrógeno. El amoniaco líquido es
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148
emplea en máquinas frigoríficas y en la fabricación de hielo. Cuando se
evapora, 1 g de líquido absorbe 317.6 cal ( a -20ºC), calor necesario para
congelar casi 4 g de agua.
VIII. FÓSFORO
El fósforo es un elemento químico de número atómico 15 y símbolo P. El
nombre proviene del griego φώς ("luz") y φόρος ("portador"). Es un no
metalmultivalente perteneciente al grupo del nitrógeno (Grupo 15 (VA):
nitrogenoideos) que se encuentra en la naturaleza combinado en fosfatos
inorgánicos y en organismos vivos pero nunca en estado nativo. Es muy
reactivo y se oxida espontáneamente en contacto con el oxígeno atmosférico
emitiendo luz.
Este elemento puede encontrarse en pequeñas cantidades en el semen lo que
hace que este fluido resalte en un color notable ante la luz ultravioleta; esto ha
permitido resolver algunos casos criminales que han involucrado una violación
sexual.
El fósforo como molécula de Pi («fosfato inorgánico»), forma parte de las
moléculas de ADN y ARN, las células lo utilizan para almacenar y transportar la
energía mediante el adenosín trifosfato (ATP). Además, la adición y eliminación
de grupos fosfato a las proteínas, fosforilación y desfosforilación,
respectivamente, es el mecanismo principal para regular la actividad de
proteínas intracelulares, y de ese modo el metabolismo de las células
eucariotas tales como los espermatozoides.
Es un ciclo sedimentario, su reservorio es la corteza terrestre. El elemento se
almacena en rocas fosfatadas y a medida que estas son erosionadas se van
liberando compuestos fosfatados hacia el suelo y el agua. Luego son
absorbidos por las plantas, a través de las raíces, incorporándose a los
componentes vivos del sistema, a medida que pasan por los distintos niveles
tróficos. Una vez que los organismos (plantas o animales) mueren, se
descomponen y se libera el fósforo contenido en la materia orgánica.
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149
IX. ESTADO NATURAL
El fósforo se encuentra en unos 200 minerales distintos, muchas veces en
forma de fosfatos simples o mixtos. Sus principales menas son:
El fluorapatito, 3Ca3(PO4)2 .CaF, que se encuentra en la península de Kola
(URSS), África del Sur, Marruecos y al sur del lago Ontario (EE.UU.), es una
variedad en la que parte del flúor está sustituida isomórficamente por cloro, se
encuentra en Uganda, Noruega y Virginia (EE.UU.). La francolita, se halla en
EE.UU., Marruecos y la URSS; ofrece la particularidad de contener como
impurezas otros metales. Un mineral parecido al anterior, el carbonato-hidróxil-
fluórapatito, Ca10(PO4)6-(OH,F)2-xCaCO2 ,se explota en Florida (EE.UU.) a
cielo abierto. La wavellita, otra de las menas del fósforo, Al3(0H)3(P04)6-5H2O,
se encuentra en Angola, en Florida y en Tennessee (EE.UU.).
Otra fuente de fósforo es de origen animal, producido por excrementos de aves
en las costas chilenas y peruanas.
Las reservas actuales de fosfatos con explotación rentable se calculan en
1.000 millones de tm. que se distribuyen del siguiente modo:69-53% se explota
en África del Norte (principalmente Marruecos), 29-12 % en EE.UU. y 1 % en la
URSS; se prevé la existencia de otros depósitos en América del Sur y Asia. Al
estudiar Otra fuente de fósforo es la de origen animal, producido por
excrementos de aves.
Respecto a la abundancia relativa del fósforo en el universo, algunos autores lo
colocan en el 11°lugar en la corteza terrestre, el 13° en los meteoritos y el
24°en la atmósfera solar, aunque se supone una mayor proporción en su
núcleo, dado que desempeña un papel importante en las reacciones nucleares
de las estrellas. Así, en la nebulosa gaseosa NGC 7027 se encuentra en el
10°lugar.
El fósforo, en forma de fosfatos disueltos en el agua de los mares, es de gran
importancia para la vida de los seres que viven en ellos. Se calcula en una
concentración media de 0,00007 g/litro. En la superficie es menor, y con la
profundidad aumenta gradualmente, hasta estabilizarse. El océano Atlántico
ofrece porcentajes más bajos.
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150
A. PROPIEDADES QUÍMICAS
Símbolo químico P
Número atómico 15
Grupo 15
Periodo 3
Aspecto incoloro, rojo o blanco plateado
Bloque p
Densidad 1823 kg/m3
Masa atómica 30.9737620 u
Radio medio 100 pm
Radio atómico 98
Radio covalente 106 pm
Radio de van der Waals 180 pm
Configuración electrónica [Ne]3s2 3p3
Electrones por capa 2, 8, 5
Estados de oxidación +-3, 1, 5
Óxido levemente ácido
Estructura cristalina Monoclínica
Estado sólido
Punto de fusión 317.3 K
Punto de ebullición 550 K
B.USOS Y APLICACIONES
El fósforo es un elemento químico importante que tiene sólo un isótopo estable.
Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el silicio, a continuación
tienes una lista de sus posibles usos:
Los fosfatos se utilizan para hacer vidrio especial que se utiliza como en
las lámparas desodio.
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151
El fósforo es un nutriente esencial para las plantas, por lo que se añade
a los fertilizantes.
En el laboratorio, dos isótopos radiactivos de fósforo se puede utilizar
como trazadores radiactivos.
El fosfato de calcio se puede utilizar para hacer porcelana fina.
Las cabezas de las cerillas están hechos de fósforo. Las bengalas y los
fósforos de seguridad también están hechos de fósforo.
El fósforo blanco se usa en bombas incendiarias, cortinas de humo (por
ejemplo, bombas de humo) y en munición trazadora.
El tributilfosfato, un compuesto de fósforo, se utiliza para extraer uranio.
Esto se llama el proceso Purex.
El fósforo es un componente importante de ADN y ARN.
El fósforo se utiliza en la producción de acero.
El tripolifosfato de sodio se utiliza en detergentes para ropa en algunas
partes del mundo. Esto ayuda en la limpieza de la ropa. Sin embargo,
algunos países han prohibido ya que conduce a la muerte de los peces
cuando se filtró hacia las vías fluviales.
Otros compuestos de fósforo se utilizan en la fabricación de pesticidas,
aditivos alimentarios, dentífrico y fertilizantes.
Lecturas recomendadas:
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág
850
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152
DESARROLLO DE NOTAS DE CLASES
GRUPOS III A Y IV A
I.CARBONO
El carbono es un elemento químico de número atómico 6 y símbolo C.
Es sólido a temperatura ambiente. Dependiendo de las condiciones de
formación, puede encontrarse en la naturaleza en distintas formas alotrópicas,
carbono amorfo y cristalino en forma de grafito o diamante. Es el pilar básico de
la química orgánica; se conocen cerca de 16 millones de compuestos de
carbono, aumentando este número en unos 500.000 compuestos por año, y
forma parte de todos los seres vivos conocidos. Forma el 0,2 % de la corteza
terrestre
A. PROPIEDADES
Las propiedades físicas y químicas del carbono dependen de la estructura
cristalina del elemento.
Un gran número de metales se combinan con el elemento a temperaturas
elevadas para formar carburos.
Con el oxígeno forma tres compuestos gaseosos: monóxido de carbono,
CO, dióxido de carbono, CO2, y subóxido de carbono, C3O2.
Los dos primeros son los más importantes desde el punto de vista industrial.
El carbono es un elemento único en la química porque forma un número de
compuestos mayor que la suma total de todos los otros elementos combinados.
El grupo más grande de estos compuestos es el constituido por carbono
e hidrógeno. Se estima que se conoce un mínimo de 1.000.000 de
compuestos orgánicos y este número crece rápidamente cada año. Aunque la
clasificación no es rigurosa, el carbono forma otra serie de compuestos
considerados como inorgánicos, en un número mucho menor al de los
orgánicos.
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153
Las tres formas de carbono elemental existentes en la naturaleza (diamante,
grafito y carbono amorfo) son sólidos con puntos de fusión extremadamente
altos, e insolubles en todos los disolventes a temperaturas ordinarias. Las
propiedades físicas de las tres formas difieren considerablemente a causa de
las diferencias en su estructura cristalina.
En el diamante, el material más duro que se conoce, cada átomo está unido a
otros cuatro en una estructura tridimensional, mientras que el grafito consiste
en láminas débilmente unidas de átomos dispuestos en hexágonos.
El carbono químicamente puro se prepara por descomposición térmica del
azúcar (sacarosa) en ausencia de aire.
El carbono tiene la capacidad única de enlazarse con otros átomos de carbono
para formar compuestos en cadena y cíclicos muy complejos. Esta propiedad
conduce a un número casi infinito de compuestos de carbono, siendo los más
comunes los que contienen carbono e hidrógeno.
Sus primeros compuestos fueron identificados a principios del siglo XIX en la
materia viva, y, debido a eso, el estudio de los compuestos de carbono se
denominó química orgánica.
A temperaturas normales, el carbono se caracteriza por su baja reactividad. A
altas temperaturas, reacciona directamente con la mayoría de los metales
formando carburos, y con el oxígeno formando monóxido de carbono (CO) y
dióxido de carbono (CO2).
El carbono en forma de coque se utiliza para eliminar el oxígeno de las menas
que contienen óxidos de metales, obteniendo así el metal puro. El carbono
forma también compuestos con la mayoría de los elementos no metálicos,
aunque algunos de esos compuestos, como el tetracloruro de carbono (CCl4),
han de ser obtenidos indirectamente.
B.ESTADO NATURAL
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154
El carbono es un elemento ampliamente distribuido en la naturaleza, aunque
sólo constituye un 0,025% de la corteza terrestre, donde existe principalmente
en forma de carbonatos.
Varios minerales, como caliza, dolomita, yeso y mármol, tienen carbonatos.
Todas las plantas y animales vivos están formados de compuestos orgánicos
complejos en donde el carbono está combinado con hidrógeno, oxígeno,
nitrógeno y otros elementos.
Los vestigios de plantas y animales vivos forman depósitos: de petróleo, asfalto
y betún. Los depósitos de gas natural contienen compuestos formados por
carbono e hidrógeno.
El elemento libre tiene muchos usos, que incluyen desde las aplicaciones
ornamentales del diamante en joyería hasta el pigmento de negro de humo en
llantas de automóvil y tintas de imprenta.
Otra forma del carbono, el grafito, se utiliza para crisoles de alta temperatura,
electrodos de celda seca y de arco de luz, como puntillas de lápiz y como
lubricante. El carbón vegetal, una forma amorfa del carbono, se utiliza como
absorbente de gases y agente decolorante.
Los compuestos de carbono tienen muchos usos.
El dióxido de carbono se utiliza en la carbonatación de bebidas, en extintores
de fuego y, en estado sólido, como enfriador (hielo seco). El monóxido de
carbono se utiliza como agente reductor en muchos procesos metalúrgicos. El
tetracloruro de carbono y el disulfuro de carbono son disolventes industriales
importantes. El freón se utiliza en aparatos de refrigeración. El carburo de
calcio se emplea para preparar acetileno; es útil para soldar y cortar metales,
así como para preparar otros compuestos orgánicos. Otros carburos metálicos
tienen usos importantes como refractarios y como cortadores de metal.
El dióxido de carbono es un componente importante de la atmósfera y la
principal fuente de carbono que se incorpora a la materia viva. Por medio de la
fotosíntesis, los vegetales convierten el dióxido de carbono en compuestos
orgánicos de carbono, que posteriormente son consumidos por otros
organismos.
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155
C.CICLO DEL CARBONO
El carbono amorfo se encuentra con distintos grados de pureza en el carbón de
leña, el carbón, el coque, el negro de carbono y el negro de humo.
El negro de humo, al que a veces se denomina de forma incorrecta negro de
carbono, se obtiene quemando hidrocarburos líquidos como el queroseno, con
una cantidad de aire insuficiente, produciendo una llama humeante. El humo u
hollín se recoge en una cámara separada. Durante mucho tiempo se utilizó el
negro de humo como pigmento negro en tintas y pinturas, pero ha sido
sustituido por el negro de carbono, que está compuesto por partículas más
finas.
El negro de carbono, llamado también negro de gas, se obtiene por la
combustión incompleta del gas natural y se utiliza sobre todo como agente de
relleno y de refuerzo en el caucho o hule.
En 1985, los científicos volatilizaron el grafito para producir una forma estable
de molécula de carbono consistente en 60 átomos de carbono dispuestos en
una forma esférica desigual parecida a un balón de fútbol. La molécula recibió
el nombre de buckminsterfulereno ('pelota de Bucky' para acortar) en honor a
R. Buckminster Fuller, el inventor de la cúpula geodésica. La molécula podría
ser común en el polvo interestelar.
D. LA QUÍMICA DE COMPUESTOS DEL CARBONO
El átomo de carbono, debido a su configuración electrónica, presenta una
importante capacidad de combinación. Los átomos de carbono pueden unirse
entre sí formando estructuras complejas y enlazarse a átomos o grupos de
átomos que confieren a las moléculas resultantes propiedades específicas.
La enorme diversidad en los compuestos del carbono hace de su estudio
químico una importante área del conocimiento puro y aplicado de la ciencia
actual.
Durante mucho tiempo la materia constitutiva de los seres vivos estuvo
rodeada de no pocas incógnitas. Frente a la materia mineral presentaba, entre
otras, una característica singular, su capacidad de combustión. Parecía como si
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156
los únicos productos capaces de arder hubieran de proceder de la materia
viviente.
En los albores de la química como ciencia se advirtió, además, que si bien la
materia procedente de organismos vivos podía degradarse en materia mineral
por combustión u otros procesos químicos, no era posible de ninguna manera
llevar a cabo en el laboratorio el proceso inverso.
Argumentos de este estilo llevaron a Berzelius, a comienzos del siglo XIX, a
sugerir la existencia de dos tipos de materia en la naturaleza, la materia
orgánica o materia propia de los seres vivos, y la materia inorgánica.
Para justificar las diferencias entre ambas se admitió que la materia orgánica
poseía una composición especial y que su formación era debida a la
intervención de una influencia singular o «fuerza vital» exclusiva de los seres
vivos y cuya manipulación no era posible en el laboratorio.
La crisis de este planteamiento, denominado vitalismo, llevó consigo el rápido
desarrollo de la química de la materia orgánica en los laboratorios, al margen
de esa supuesta «fuerza vital».
En la actualidad, superada ya la vieja clasificación de Berzelius, se denomina
química orgánica a la química de los derivados del carbono e incluye el estudio
de los compuestos en los que dicho elemento constituye una parte esencial,
aunque muchos de ellos no tengan relación alguna con la materia viviente.
E. APLICACIONES
El principal uso industrial del carbono es como componente de hidrocarburos,
especialmente los combustibles fósiles (petróleo y gas natural). Del primero se
obtienen, por destilación en las refinerías, gasolinas, queroseno y aceites,
siendo además la materia prima empleada en la obtención de plásticos. El
segundo se está imponiendo como fuente de energía por su combustión más
limpia. Otros usos son:
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157
El isótopo radiactivo carbono-14, descubierto el 27 de febrero de 1940,
se usa en la datación radiométrica.
El grafito se combina con arcilla para fabricar las minas de los lápices.
Además se utiliza como aditivo en lubricantes. Las pinturas anti-radar
utilizadas en el camuflaje de vehículos y aviones militares están basadas
igualmente en el grafito, intercalando otros compuestos químicos entre sus
capas. Es negro y blando. Sus átomos están distribuidos en capas
paralelas muy separadas entre sí. Se forma a menos presión que el
diamante. Aunque parezca difícil de creer, un diamante y la mina de un
lapicero tienen la misma composición química: carbono.
El diamante Es transparente y muy duro. En su formación, cada átomo
de carbono está unido de forma compacta a otros cuatro átomos. Se
originan con temperaturas y presiones altas en el interior de la tierra. Se
emplea para la construcción de joyas y como material de corte
aprovechando su dureza.
Como elemento de aleación principal de los aceros.
En varillas de protección de reactores nucleares.
Las pastillas de carbón se emplean en medicina para absorber las
toxinas del sistema digestivo y como remedio de la flatulencia.
El carbón activado se emplea en sistemas de filtrado y purificación de
agua.
El carbón amorfo ("hollín") se añade a la goma para mejorar sus
propiedades mecánicas. Además se emplea en la formación de electrodos
(p. ej. de lasbaterías). Obtenido por sublimación del grafito, es fuente de los
fulerenos que pueden ser extraídos con disolventes orgánicos.
La fibra de carbono (obtenido generalmente por termólisis de fibras de
poliacrilato) se añade a resinas de poliéster, donde mejoran mucho la
resistencia mecánica sin aumentar el peso, obteniéndose los materiales
denominados fibras de carbono.
Las propiedades químicas y estructurales de los fulerenos, en la forma
de nanotubos, prometen usos futuros en el incipiente campo de la
nanotecnología.
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158
F. EFECTOS DEL CARBONO SOBRE LA SALUD
El carbono elemental es de una toxicidad muy baja. Los datos presentados
aquí de peligros para la salud están basados en la exposición al negro de
carbono, no carbono elemental. La inhalación continuada de negro de carbón
puede resultar en daños temporales o permanentes a los pulmones y el
corazón.
Se ha encontrado pneumoconiosis en trabajadores relacionados con la
producción de negro de carbón. También se ha dado parte de afecciones
cutáneas tales como inflamación de los folículos pilosos, y lesiones de la
mucosa bucal debidos a la exposición cutánea.
Carcinogenicidad: El negro de carbón ha sido incluido en la lista de la Agencia
Internacional de Investigación del Cáncer (AIIC) dentro del grupo 3 (agente no
clasificable con respecto a su carcinogenicidad en humanos).
G EFECTOS AMBIENTALES DEL CARBONO
No se tiene constancia de que el carbono tenga efectos negativos sobre el
medio ambiente.
G. MÉTODOS DE OBTENCIÓN
El carbono se encuentra - frecuentemente muy puro - en la naturaleza, en
estado elemental, en las formas alotrópicas diamante y grafito. El material
natural más rico en carbono es el carbón (del cual existen algunas
variedades).
Grafito: Se encuentra en algunos yacimientos naturales muy puro. Se
obtiene artificialmente por descomposición del carburo de silicio en un horno
eléctrico.
Diamante: Existen en la naturaleza, en el seno de rocas eruptivas y en el
fondo del mar. En la industria se obtiene tratando grafito a 3000 K de
temperatura y a una presión entre 125 - 150 katm. Por ser la velocidad de
transformación de grafito en diamante muy lenta, se utilizan metales de
transición, en trazas, como catalizadores (hierro, níquel, platino).
Carbón de coque: muy rico en carbono, es el producto residual en la
destilación de la hulla.
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159
Carbono amorfo: Negro de humo y carbón activo: Son formas del carbono
finamente divididas. El primero se prepara por combustión incompleta de
sustancias orgánicas; la llama deposita sobre superficies metálicas, frías,
partículas muy finas de carbón. El carbón activo se obtiene por
descomposición térmica de sustancias orgánicas.
Fullerenos: Estas sustancias se encuentran en el humo de los fuegos y en
las estrellas gigantes rojas. Se obtienen, artificialmente, haciendo saltar un
arco entre dos electrodos de grafito o sublimando grafito por acción de un
láser.
H. BICARBONATO DE SODIO
El bicarbonato de sodio(también llamado bicarbonato sódico,
hidrogenocarbonato de sodio o carbonato ácido de sodio) es un compuesto
sólido cristalino de color blanco muy soluble en agua, con un ligero sabor
alcalino parecido al del carbonato de sodio, de fórmula NaHCO3. Se puede
encontrar como mineral en la naturaleza o se puede producir artificialmente.2
Cuando se expone a un ácido moderadamente fuerte se descompone
en dióxido de carbono y agua. La reacción es la siguiente:
NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2 (gas)
NaHCO3 + CH3COOH → CH3COONa + H2O + CO2 (gas)
Debido a la capacidad del bicarbonato de sodio de liberar dióxido de carbono
se usa junto con compuestos acídicos como aditivo leudante en panadería y en
la producción de gaseosas. Algunas levaduras panarias contienen bicarbonato
de sodio. Antiguamente se usaba como fuente de dióxido de carbono para la
gaseosa Coca Cola.
Es el componente fundamental de los polvos extintores de incendios o polvo
BC.
I ÁCIDO BÓRICO
El ácido bórico o ácido trioxobórico (III) es un compuesto químico,
ligeramente ácido. Es usado como antiséptico, insecticida, retardante de la
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160
llama yprecursor de otros compuestos químicos. Es usado también como
agente tampón para regulación del pH. Es además usado como ingrediente en
muchos abonos foliares y conservación de alimentos como el marisco aunque
es ilegal su uso en la actualidad.
Existe en forma cristalina (polvo de cristales blancos) que se disuelve
fácilmente en agua. Su fórmula química es H3BO3. La forma mineral de este
compuesto se denomina sassolita. Comúnmente se utiliza para realizar baños
pédicos.
J. BÓRAX
El bórax (Na2B4O7·10H2O, borato de sodio o tetraborato de sodio) es un
compuesto importante del boro.
Es un cristal blanco y suave que se disuelve fácilmente en agua. Si se deja
reposar al aire libre, pierde lentamente su hidratación y se convierte
en tincalconita(Na2B4O7 •5 H2O). El bórax comercial generalmente se
deshidrata en parte.
El bórax se origina de forma natural en los depósitos de evaporita producidos
por la evaporación continua de los lagos estacionarios. Los depósitos más
importantes se encuentran cerca de Boron, California y de otros lugares del
sudoeste americano, en las lagunas salinas en Bolivia, el Desierto de
Atacama en Chile, y el Tíbet. El bórax también se puede sintetizar a partir de
otros compuestos del boro.
El bórax se utiliza ampliamente en detergentes, suavizantes, jabones,
desinfectantes y pesticidas. Se utiliza en la fabricación
de esmaltes, vidrio y cerámica. También se convierte fácilmente en ácido
bórico o en borato, que tienen muchos usos.
Una mezcla de cloruro de bórax y amonio se utiliza como fundente al
soldar hierro y acero. Su función es bajar el punto de fusión del
indeseado óxido de hierro.
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161
El bórax también se utiliza en joyería mezclado con agua como fundente al
soldar oro, plata, etc. Permite que el metal fundido fluya uniformemente sobre
el molde, y conserva el brillo y el pulido de la pieza a soldar. Ataca cierto tipo
de piedras semipreciosas como toda la familia de las circonitas, destruyendo
estas al contacto con el bórax y una alta temperatura, necesaria para fundir el
metal.
El origen del nombre se le atribuye a la palabra persa al bürah. Es habitual su
uso para adulterar la heroína. El Bórax es el nombre comercial de la sal
de Boro y se expende en forma pentahidratada o decahidratada (5-10 moles de
agua). Este producto es usado en manufacturas de vidrios, componentes
de pinturas, soldaduras, preservante de maderas, desoxidante y como
ingrediente en abonos foliares.
K. ALUMINIO
El aluminio es un elemento químico, de símbolo Al y número atómico 13. Se
trata de un metal no ferromagnético. Es el tercer elemento más común
encontrado en la corteza terrestre. Los compuestos de aluminio forman el 8%
de la corteza de la tierra y se encuentran presentes en la mayoría de las rocas,
de la vegetación y de los animales.1 En estado natural se encuentra en
muchos silicatos (feldespatos, plagioclasas y micas). Como metal se extrae
únicamente del mineral conocido con el nombre de bauxita, por transformación
primero en alúmina mediante el proceso Bayer y a continuación en aluminio
metálico mediante electrólisis.
Este metal posee una combinación de propiedades que lo hacen muy útil
en ingeniería de materiales, tales como su baja densidad (2.700 kg/m3) y su
alta resistencia a la corrosión. Mediante aleaciones adecuadas se puede
aumentar sensiblemente su resistencia mecánica (hasta los 690 MPa). Es buen
conductor de la electricidad y del calor, se mecaniza con facilidad y es
relativamente barato. Por todo ello es desde mediados del siglo XX2 el metal
que más se utiliza después del acero.
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162
Fue aislado por primera vez en 1825 por el físico danés H. C. Oersted. El
principal inconveniente para su obtención reside en la elevada cantidad
de energía eléctrica que requiere su producción. Este problema se compensa
por su bajo coste de reciclado, su dilatada vida útil y la estabilidad de su precio
Lecturas recomendadas:
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág
845
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163
DESARROLLO DE NOTAS DE CLASES
GRUPOS I A Y II A
I. METALES ALCALINOS
Los metales alcalinos son aquellos que están situados en el grupo 1 de la tabla
periódica. Todos tienen un solo electrón en su nivel energético más externo,
con tendencia a perderlo, con lo que forman un ion mono positivo, M+. Los
alcalinos son los del grupo IA y la configuración electrónica del grupo es ns¹.
Por ello se dice que se encuentran en la zona “s” de la tabla.
A. PROPIEDADES
Los metales alcalinos son metales muy reactivos, por ello se encuentran
siempre en compuestos como óxidos, haluros, hidróxidos, silicatos, etc. y no en
estado puro.
Son metales blandos (contrario a duros, pueden ser rayados; no confundir con
frágil, contrario a tenaz “que puede romperse”).Los metales alcalinos tienen un
gran poder reductor; de hecho, muchos de ellos deben conservarse en aceite
mineral o gasóleo para que su elevada reactividad no haga que reaccionen con
el oxígeno o el vapor de agua atmosféricos. Son metales de baja densidad,
coloreados y blandos.
En disolución acuosa muestran propiedades básicas obteniendo protones del
agua. En disolución con el amoniaco tiñen la disolución de azul muy intenso y
son capaces de conducir corriente eléctrica.los metales alcalinos son me tales
muy reactivos, por ello se encuentran siempre compuestos como óxidos,
haluros, hidróxidos, silicatos, etc. y no en estado puro
B. REACCIONES
• Reaccionan fácilmente con halógenos para formar sales iónicas (haluros) y
con azufre para formar sulfuros.
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164
2M + X2 —> 2MX 2M + S —> M2S
• Reaccionan con el hidrógeno al calor, formando hidruros.
2M + H2 —> 2MH
• Reaccionan con el agua para producir hidrógeno e hidróxidos. Estas
reacciones varían desde efervescencia con Li hasta explosividad con los
elementos inferiores en la tabla, donde el H2 liberado se enciende.
2M(s) + 2H2O —> 2MOH(aq) + H2(g)
• Reaccionan con oxígeno: óxido, Li O2, peróxido, Na2O2, y superóxidos, MO,
donde M=K, RB, Cs.
• Solo el litio reacciona con nitrógeno formando nitruro de litio.
6Li + N2 —> 2Li3N
Por último destacar la reactividad en agua de estos componentes. El litio y el
sodio producen luz; los demás metales alcalinos reaccionan muy violentamente
produciendo gran cantidad de energía. Las bases formadas por metales
alcalinos son bases muy fuertes reaccionan fácilmente con maricas halógenos
para formar sales iónicas haluros y con azufre para formar sulfuros
C HIDRÓGENO
El hidrógeno, con un único electrón, se sitúa normalmente dentro de la tabla
periódica en el mismo grupo de los metales (aunque otras veces aparece
separado de éstos o en otra posición). Sin embargo, para arrancar este
electrón es necesaria mucha más energía que en el caso de los alcalinos.
Como en los halógenos, el hidrógeno sólo necesita un electrón para completar
su nivel de energía más externo, por lo que en algunos aspectos el hidrógeno
es similar a los halógenos; en su forma elemental se encuentra como una
molécula diatómica, H2, e incluso puede formar sales, llamadas hidruros, MH,
con los alcalinos, de forma que el metal le da un electrón al hidrógeno, como si
el hidrógeno fuera un halógeno.
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165
Por este motivo, además de que no comparte sus propiedades en los enlaces y
otras, no se considera al hidrógeno un alcalino, sino un gas, no metal, cuya
configuración electrónica en estado fundamental es 1s1
E. METALES ALCALINOS, OBTENCIÓN Y APLICACIONES
Estos metales son: Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs) y
Francio (Fr).
Los metales alcalinos se obtienen por electrólisis de sales fundidas. Ej.: Método
de Down para la obtención de sodio a partir de la halita (sal gema, cloruro
sódico) 2Na+(l) +2Cl-(l) —> 2Na(s) +Cl2(g)
• El litio se utiliza para la síntesis de aluminios de gran resistencia, para
esmaltar cerámica, para producir vidrios y como componente de lubricantes y
pilas (tiene un gran potencial reductor). En bioquímica es un componente del
tejido nervioso y su carencia produce trastornos psiquiátricos, como la
depresión bipolar.
• El sodio se utiliza en la industria textil, pues sus sales son blanqueantes. Es
componente de algunas gasolinas, jabones (como la sosa caustica), lámparas
de vapor de sodio (que producen una luz amarilla intensa) y puede emplearse
como refrigerante en reactores nucleares. A pesar de ser tóxico al ingerirlo es
un componente fundamental de las células. La bomba de sodio-potasio es
responsable hasta cierto punto de la ósmosis
• El potasio se utiliza para producir jabones, vidrios y fertilizantes. Es vital para
la transmisión del impulso nervioso
• El rubidio se utiliza para eliminar gases en sistemas de vacío.
• El cesio es el principal constituyente de células fotoeléctricas.
• El francio no tiene apenas peso en la industria.
II. METALES ALCALINOTÉRREOS
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166
Los metales alcalinotérreos son un grupo de elementos que se encuentran
situados en el grupo 2 de la tabla periódica y son los siguientes: berilio(Be),
magnesio(Mg), calcio(Ca), estroncio(Sr), bario(Ba) y radio(Ra). Este último no
siempre se considera, pues tiene un tiempo de vida media corto.
El nombre de alcalinotérreos proviene del nombre que recibían sus óxidos,
tierras, que tienen propiedades básicas (alcalinas). Poseen una
electronegatividad ≤ 1,3 según la escala de Pauling.
2.1. PROPIEDADES
• Tienen configuración electrónica ns2.
• Tienen baja energía de ionización, aunque mayor que los alcalinos del mismo
período, tanto menor si se desciende en el grupo.
•A excepción del berilio, forman compuestos claramente iónicos.
•Son metales de baja densidad, coloreados y blandos.
•La solubilidad de sus compuestos es bastante menor que sus
correspondientes alcalinos.
•Todos tienen sólo dos electrones en su nivel energético más externo, con
tendencia a perderlos, con lo que forman un ion dispositivo, M2+.
A REACCIONES
• Reaccionan con facilidad con halógenos para formar sales iónicas.
M + X2 —> MX2
• Reaccionan con agua, aunque no tan rápidamente como los alcalinos, para
formar hidróxidos fuertemente básicos.
M + H2O —> M(OH)2 + H2
B. METALES ALCALINOTÉRREOS, OBTENCIÓN Y APLICACIONES
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167
• Existen dos métodos fundamentales de obtención:
-Electrólisis de sus haluros fundidos: MX2(l) —> M(l) + X2(g).
-Reducción de sus óxidos con carbono: MO(s) + C(s) —> M(s) + CO(g)
• El Berilio se emplea en la tecnología nuclear y en aleaciones de baja
densidad, elevada solidez y estabilidad frente a la corrosión. IAS. ---Estoy
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Lecturas recomendadas:
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág
824-828-840
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168
DESARROLLO DE NOTAS DE CLASES
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
I.ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
Estos elementos conforman los grupos IB hasta el VIIIB. Todos ellos son
metales, pero debido a que sus átomos son pequeños, son duros, quebradizos
y tienen puntos de fusión altos. Estos metales son buenos conductores del
calor y de la electricidad. A condiciones normales el Mercurio es líquido.
Los elementos de transición llenan progresivamente su tercer nivel de energía
hasta completarlo con 18 electrones; algunos de los elementos también ocupan
el nivel 3d. Con excepción del Cromo y del Cobre, todos tienen dos electrones
en el cuarto nivel (4s). Esta irregularidad ocurre en esos dos elementos ya que
los subniveles llenos y semillenos poseen una estabilidad adicional.
Los elementos del grupo B presentan varios estados de oxidación. Esto se
debe a que todos los electrones de los niveles 3d y 4s los utilizan para formar
enlaces químicos.
El Hierro, la Plata, el Cobre y el Oro, son elementos de transición que
presentan características diferentes de los demás elementos que conforman la
familia. Por eso son analizados por separado.
El Hierro se encuentra de formas múltiples en la naturaleza formando distintas
aleaciones con otros elementos. Cuando el Hierro es puro, es casi blanco,
compacto y blando.
Químicamente es un metal muy activo y funciona con estados de oxidación +2
y +3. Cuando se expone a la humedad o al aire forma un óxido férrico
hidratado. Por sus propiedades físicas, el Hierro es utilizado en la fabricación
de herramientas y gran variedad de equipos.
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169
En la naturaleza el Cobre se encuentra libre y combinado. Es un metal rojizo,
lustroso, maleable y es gran conductor tanto del calor como de la electricidad.
El estado de oxidación cuando forma compuestos es +1 y +2. Por la gran
cantidad de usos que se le pueden dar, el Cobre es considerado como el
segundo metal en importancia después del Hierro. El Cobre entra en la
producción de muchas aleaciones en la que aporta resistencia, dureza,
resistencia a la corrosión y propiedades valiosas para trabajos mecánicos.
La Plata se encuentra en la naturaleza en estado metálico y es el más blanco
de todos los metales.
Después del Oro, la Plata es el metal mas maleable y dúctil de los metales y es
el mejor conductor de la electricidad.
Cuando forma compuestos su número de oxidación es +1. Principalmente es
utilizado en la fabricación de monedas y en la puntas de los instrumentos
eléctricos.
En la naturaleza el Oro se encuentra libre. En estado masivo es amarillo, pero
en forma pulverizada es bronceado. Es el más maleable y más dúctil de todos
los metales. Es blando y se considera como uno de los más inertes. En estado
de oxidación +1 forma compuestos aurosos y cuando su oxidación es +3 forma
compuestos áuricos. El Oro se utiliza en el trabajo de la orfebrería de joyas y
ornamentos. Su pureza es medida en Kilates o en grados de ley.
Los elementos de Z= 58 a Z=71 son elementos de transición interna y su
característica es el llenado gradual de los orbitales 4f. Junto con el Lantano (Z=
57) que se les parece mucho, forman el grupo de los Lantánidos.
Estos metales se encuentran principalmente como óxidos y se dividen en dos
grupos: el Cerio Z= 57−62, y el Itrio Z=39. 63−71. Los óxidos Lantánidos se
emplean extensamente en materiales fosforescentes para la televisión.
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170
La gran similitud entre las propiedades de los Lantánidos se debe a que las
diferencias entre sus configuraciones electrónicas se encuentran
esencialmente en los orbitales f de una capa interna (n=4), en la que sus
electrones tienen un papel secundario en la formación de enlaces. El estado de
oxidación más común en sus compuestos es +3.
Los elementos desde el Protactinio (Z=90) hasta el Laurencio (Z=103) se
conocen como actínidos. Todos son de transición interna ya que tienen
orbitales 5f parcialmente ocupados. Debido a que los elementos ubicados
más allá del Uranio (Z=92) deben ser "hechos por el hombre" (ya que sus
núcleos se desintegran rápidamente por ser tan pesados), es muy difícil
determinar sus propiedades físicas y químicas. Por eso, lo único que se ha
podido determinar es que son metálicos y que su comportamiento químico es
bastante similar al de los Lantánido
II.PROPIEDADES:
Casi todos son metales típicos, de elevada dureza, con puntos de fusión y
ebullición altos.
Buenos del calor como de la electricidad.
Muchas de las propiedades de los metales de transición se deben a la
capacidad de los electrones del orbital d de localizarse dentro de
la red metálica.
Cuantos más electrones compartan un núcleo, más fuerte es el metal.
Son capaces de alcanzar una radioelectricidad capaz de formar energía
negativa.
Sus potenciales normales suelen ser menos negativos que los de los
metales representativos.
Pueden formar aleaciones entre ellos.
Son en general buenos catalizadores.
Forman complejos iónicos. (ósea que pueden utilizar electrones con
signo electro negativo)
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171
A. ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA:
Los elementos del bloque f (por tener sus electrones de valencia en el orbital f)
son dos series, una comenzando a partir del elemento lantano y la otra a partir
del actinio, y por eso a los elementos de estas series se les llama lantánidos y
actínidos. Aunque en la tabla periódica de los elementos tendrían que estar
después de esos dos elementos, se suelen representar separados del resto.
Tienen dos electrones s en sus niveles energéticos más externos (n) y
electrones f en niveles más interiores (n-2). Algunos también tienen
electrones den niveles intermedios (n-1). Véase configuración electrónica.
Propiedades de los Nitrogenoides:
Propiedad N P As Sb Bi
Estructura electrónica externa 2 s² 2 p³ 3 s² 3 p³ 4 s² 4 p³ 5 s² 5 p³ 6 s² 6 p³
Densidad (Kg/m³) 1'25 (1) 1.820 5.780 6.690 8.900
Punto de fusión (ºC) -210 44 814 613 271
1ª Energía de ionización
(KJ/mol) 1.402 1.012 947 834 703
Electronegatividad 3'0 2'1 2'1 1'9 1'8
Estados de oxidación comunes -3, +5 ±3, +5 ±3, +5 ±3, +5 ±3, +5
Conclusiones
Los únicos elementos que pueden generar aniones con facilidad son los
elementos de transición.
a la mayoría de elementos se les es más fácil regalar y compartir
electrones de carga positiva pero a los elementos de transición se les es
más fácil robar electrones de carga negativa o positiva.
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172
todos los elementos están formados según su número atómico
ascendente.
el nombre que tiene cada serie de elementos es según el elemento o
componente que todos los elementos de esa fila tengan en común.
Lecturas recomendadas:
- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág
878
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173
DESARROLLO DE NOTAS DE CLASES
NOCIONES DE BIOINORGÁNICA
I. NOCIONES DE BIOINORGÁNICA
Bioinorgánica”, la misma palabra parece encerrar una contradicción intrínseca,
ya que bio significa vida e inorgánico es todo aquello carente de vida. La
química bioinorgánica puede ser definida como la ciencia que trata del estudio
de la reactividad química de los elementos y compuestos inorgánicos en los
sistemas biológicos.
Aunque la biología se asocia tradicionalmente con la química orgánica, al
menos 20 elementos inorgánicos tienen un papel fundamental en los procesos
biológicos.
El hecho de que en los seres vivos predominen básicamente los elementos,
carbono, hidrógeno, nitrógeno y oxígeno, que son los elementos “clásicos” de
la química orgánica, creó la idea errónea de que sólo los compuestos
orgánicos eran esenciales para los seres vivos y que los elementos y
compuestos inorgánicos no tenían un papel relevante en los procesos vitales.
Sin embargo, parece lógico suponer que, puesto que los seres vivos habitan en
un entorno esencialmente inorgánico, durante las sucesivas etapas de su
evolución han debido adaptarse a dicho entorno mediante el uso de
mecanismos altamente eficientes y selectivos que les permitan aprovechar
muchos elementos inorgánicos.
No obstante, la mayoría de los elementos inorgánicos con importancia biológica
se presentan en cantidades muy pequeñas en los seres vivos (trazas,
microtrazas y ultramicrotrazas) y sólo a partir de los años 80 se han
desarrollado las técnicas y metodologías adecuadas para detectar su presencia
en los organismos así como para estudiar sus funciones biológicas.
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La Tabla I muestra los elementos inorgánicos más importantes en biología
junto con algunas de las funciones que se sabe que realizan en los seres vivos
tales como la participación en estructuras, enzimas, transporte y transferencia
de electrones o grupos funcionales. Los procesos biológicos dependientes de
iones metálicos varían enormemente en su función y complejidad. Por ejemplo,
desde el punto de vista bioquímico, el potasio, el magnesio, el hierro, el
cobalto, el cobre, el molibdeno y el zinc no sólo son importantes catalizadores
de reacciones enzimáticas sino que también existen sistemas proteicos
implicados en el almacenamiento, en el control de la cantidad, el transporte y
la incorporación a sus respectivos sistemas enzimáticos de dichos metales.
Desde el punto de vista de la fisiología y de la biología molecular de la célula,
el sodio, el potasio, el magnesio y el calcio están fuertemente implicados en el
control y activación de diversos procesos biológicos fundamentales, así como
en el mantenimiento de la estructura y función de las membranas y paredes
celulares.
Los elementos inorgánicos también han sido introducidos artificialmente como
sondas en algunos sistemas vivos para averiguar la estructura y la función de
ciertos componentes celulares.
Así, metales pesados tales como el mercurio, el oro y el platino son usados por
los cristalógrafos de rayosX y los microscopistas electrónicos como ayuda para
dilucidar la estructura de macromoléculas y agregados supramoleculares.
Además, los compuestos metálicos no sólo se han utilizado como sondas, sino
también con fines diagnósticos y como fármacos.
El estudio del mecanismo de acción de los complejos antitumorales de platino,
de los compuestos antiartríticos de oro y de los radiofármacos que 2 contienen
tecnecio son algunas de las áreas de investigación de vanguardia de la química
bioinorgánica.
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TABLA I. FUNCIONES BIOLÓGICAS MÁS IMPORTANTES DE LOS
ELEMENTOS INORGÁNICOS.
ELEMENTO FUNCIÓN BIOLÓGICA
Sodio Transporte de cargas, balance osmótico
Potasio Transporte de cargas, balance osmótico
Magnesio Estructura, hidrolasas, isomerasas
Calcio Estructura, transporte de cargas, inductor de procesos
celulares.
Vanadio Fijación de nitrógeno, oxidasas
Cromo Posible papel en la tolerancia a la glucosa
Molibdeno Fijación de nitrógeno, oxidasas, transferencia de oxígeno
Tungsteno Deshidrogenasas
Manganeso Fotosíntesis, estructura, oxidasas
Hierro Oxidasas, transporte y almacenamiento de oxígeno
molecular, transferencia de electrones, fijación de nitrógeno
Cobalto Oxidasas, transferencia de grupos alquilo
Níquel Hidrogenasas, hidrolasas
Cobre Oxidasas, transporte de oxígeno molecular, transferencia
de electrones
Zinc Estructura, hidrolasas
De lo anteriormente dicho, se deduce que la química bioinorgánica posee dos
componentes mayoritarios. el estudio de los elementos inorgánicos que ejercen
funciones en la célula
Introducción de ciertos metales en los sistemas biológicos como sondas y
fármacos. Otros temas importantes y de actualidad en química bioinorgánica
incluyen el estudio del papel de los elementos inorgánicos en la nutrición, la
toxicidad de especies químicas inorgánicas incluyendo la forma en que los
organismos reaccionan frente a dicha toxicidad, su uso como armas de ataque
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176
y defensa así como el transporte y almacenamiento de iones metálicos en los
seres vivos.
II. INTERDISCIPLINARIDAD DE LA QUÍMICA BIOINORGÁNICA.
La función bioquímica y fisiológica de los iones metálicos en los seres vivos es
un asunto de gran importancia y las dificultades a vencer no deben minimizarse
a la hora de clarificar su papel. Su estudio presenta grandes problemas y la
solución de los mismos requiere de varias disciplinas científicas. El campo
que abarca la química bioinorgánica se sitúa en la interfase entre la química y
la biología, concurriendo en él no sólo ideas y modelos básicos de la
bioquímica, de la biología molecular y de la química inorgánica, sino también
de la físico-química, la química orgánica, la medicina, la física y las ciencias
naturales en general.
La química bioinorgánica forma parte de un cuerpo doctrinal que ha sido
recientemente denominado biología química. La importancia actual de la
biología química en general y de la química bioinorgánica en particular se ve
reflejada por el gran número de revistas científicas que están surgiendo en este
campo interdisciplinar de la Ciencia no sólo en Estados Unidos sino también en
Europa. A modo de ejemplo podemos citar dos revistas Europeas con alto
índice de impacto de reciente aparición como es el caso de Chembiochem y
Journal of Biological Inorganic Chemistry.
La química bioinorgánica trata de correlacionar la actividad biológica de un
sistema inorgánico con sus características estructurales, electrónicas y
químicas. Para tratar de explicar estas relaciones estructura-actividad la
química bioinorgánica recurre a los más avanzados y sofisticados métodos
físico-químicos de medida (fundamentalmente técnicas espectroscópicas) así
como a modelos teóricos 3 de la química cuántica. Desarrollos recientes en
química organometálica han contribuido notablemente a la comprensión de
importantes procesos catalíticos al clarificar en gran medida los problemas de
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177
enlace, de estructura y de reactividad de los compuestos de coordinación. La
frontera entre la química inorgánica y las ciencias de la vida debería
representar un desafío para el químico inorgánico ya que es un campo idóneo
para la aplicación y diseño de sistemas modelo que arrojen luz no sólo sobre el
comportamiento de los iones metálicos en los procesos biológicos sino sobre
los procesos biológicos en sí mismos.
La aparición de la química bioinorgánica no es un fenómeno aislado de la
Ciencia actual, ya que un enfoque típicamente interdisciplinario ha marcado el
trabajo de los investigadores en los más diversos campos del saber cada vez
que las disciplinas científicas concurrentes alcanzaban un grado elevado de
desarrollo. En el caso de la química bioinorgánica podemos decir que muchos
procesos biológicos fundamentales pueden explicarse en términos moleculares
y, por otra parte, la química inorgánica ha desarrollado modelos, teorías y
métodos de trabajo suficientemente generales y precisos para ser aplicados
con éxito al estudio de sistemas complejos con muchos grados de libertad,
como es el caso de los sistemas biológicos.
Así, en el estudio de ciertas biomoléculas que podríamos denominar
biometálicas los bioquímicos recurren frecuentemente al uso de los métodos de
la físico-química inorgánica. De la misma forma, muchos químicos inorgánicos
han orientado sus investigaciones hacia el estudio del comportamiento de
ciertas especies inorgánicas en los seres vivos mediante el uso de modelos
cuyo objetivo principal es el de obtener una idea más clara del funcionamiento
in vivo de sistemas biológicos complejos a partir del análisis in vitro de
sistemas más simples.
Por otra parte, es interesante destacar que, muchos de los temas de los que
se ocupa la química bioinorgánica son de enorme importancia para otras
ramas de la Ciencia y la Tecnología, esencialmente, la medicina, la veterinaria,
la farmacología, la ecología, el medio ambiente, la agricultura e incluso la
metalurgia.
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178
III. RETOS DE LA QUÍMICA BIOINORGÁNICA EN EL SIGLO XXI.
La química bioinorgánica es una ciencia joven que apenas llega a los veinte
años de existencia. Durante este corto periodo de tiempo, esta ciencia
interdisciplinar ha resuelto algunos problemas importantes tales como: (i) la
forma en que los sistemas biológicos unen reversiblemente el oxígeno
molecular (O2); el modo en que la célula elimina productos tóxicos de desecho,
por ejemplo, el ión +superóxido (O2-); la constitución de las proteínas de
transporte de electrones, especialmente aquellas que contienen centros
metálicos de cobre o hierro y el papel del zinc en enzimas hidrolíticos como la
carboxipeptidasa.
También se han realizado enormes progresos en la comprensión de la química
del enlace cobalto-carbono en la vitamina B12, en el estudio de las
propiedades de unión al ADN y de los efectos citotóxicos de los complejos
antitumorales de platino, en la deducción de la forma en la que la naturaleza
recluta, coordina y almacena el hierro, en la resolución de la estructura de
algunas metaloproteínas tales como las proteínas con dedos de zinc y las
proteínas que unen calcio, así como en la resolución de la química de
hidroxilación del citocromo P450 de enorme importancia en los procesos de
biotransformación de fármacos que ocurren en el hígado.
Sin embargo, por cada uno de estos ejemplos hay muchos otros de los que se
dispone de poca información. Estos problemas aún sin resolver constituyen las
fronteras de la química bioinorgánica para el siglo XXI y entre los más
importantes se incluyen: el sistema nitrogenasa; proteínas de transferencia de
electrones de amplio rango y ( el sistema citocromo-oxidasa. Además, a partir
de 1995, se han identificado nuevos problemas tales como:el papel del níquel
en las hidrogenasas, metanógenos y ureasas; el funcionamiento del
manganeso en el fotosistema II para la producción por las plantas del oxígeno
molecular necesario para los animales y las proteínas transportadoras de
oxomolibdeno.
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179
IV. DIVULGACIÓN Y DIDÁCTICA DE LA QUÍMICA BIOINORGÁNICA.
A pesar del rápido progreso de la química bioinorgánica en las dos últimas
décadas del siglo XX, han aparecido pocos trabajos de divulgación que
permitan el acceso del lector no especializado a este campo de la Ciencia.
Aunque el desarrollo de la química bioinorgánica y las consecuencias del
mismo han dejado definitivamente cimentada la idea de que la Vida depende
de procesos asociados tanto a la química orgánica como a la química
inorgánica, la sociedad en general y la comunidad científica en particular no
poseen todavía una idea clara de la importancia de la química bioinorgánica en
la Ciencia y Tecnología actuales.
En el terreno educativo, se ha de mencionar que la química bioinorgánica sólo
se imparte como asignatura obligatoria u optativa en algunas facultades de
farmacia y se hace imprescindible, si es que se quiere buscar una formación
actual e interdisciplinar de los alumnos, que en los planes de estudio de
químicas, biológicas, bioquímica, medicina, veterinaria y tecnología de
alimentos, entre otras licenciaturas, se oferte la química bioinorgánica al menos
como asignatura optativa de segundo ciclo.
Los conocimientos previos que el alumno debe poseer para un buen
aprovechamiento de esta asignatura son algunas ideas básicas de biología
celular, bioquímica y biología molecular, así como un manejo fluido de los
conceptos y modelos de la química de coordinación, de la teoría de orbitales
moleculares, conceptos generales ácido-base y propiedades de oxidación
reducción. Además, la creación de departamentos interfacultativos de química
bioinorgánica serviría para contribuir de forma decisiva al afianzamiento de esta
área del saber y a generar nuevas ideas, por parte de profesores,
investigadores y alumnos, entorno a los apasionantes y numerosos problemas
que aún le quedan por resolver a esta ciencia interdisciplinar.
Aunque la química bioinorgánica ha sido durante largo tiempo ignorada, se ha
puesto recientemente de actualidad por los logros conseguidos en la
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180
comprensión de procesos biológicos básicos en los que la participación de
iones metálicos es fundamental.
En las Universidades y Centros de Investigación de todo el mundo empiezan
hoy a surgir laboratorios interdisciplinares que se ocupan del estudio de la
reactividad, de la síntesis, de la estabilidad, de la estructura y de la formación
de compuestos biológicos que contienen metales tanto de bajo como de alto
peso atómico. Sin duda estamos en los inicios del desarrollo de una nueva
disciplina científica que está creciendo a pasos agigantados y que intenta
arañar en las paredes de los paradigmas científicos en lugar de acomodarse
en el centro de los mismos. Siempre se ha dicho que arañar en las fronteras
del conocimiento ayuda a conocer de que están hechas y como consecuencia
de ello también ayuda a destruirlas.
El día que la Ciencia no este compartimentalizada y las fronteras entre
disciplinas se hayan eliminado se habrá dado un paso enorme hacia la
verdadera Ciencia. Esperamos que este artículo ayude a romper las
tradicionales barreras históricas existentes entre los hasta ahora campos
“independientes” de la química inorgánica, la bioquímica, la biología, la
medicina y la física con la esperanza de que en un futuro próximo se realicen
grandes descubrimientos científicos en este área interdisciplinar de la ciencia
conocido como química bioinorgánica.
Lecturas recomendadas:
- H. Siegel (1973). Metal ions in biological systems. Marcel Dekker, Inc. New
York. USA. Pag 20
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BIBLIOGRAFÍA.
H. Siegel (1973). Metal ions in biological systems. Marcel Dekker, Inc. New
York. USA.
R.J.D. Williams (1991). The evolution of bioinorganic chemistry.
Coordination Chemistry Revie
Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. p