programa desarrollado química

Educación Superior Abierta y a Distancia • Ciencias de la Salud, Biológicas y Ambientales

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Segundo cuatrimestre

Programa de la asignatura:

Química

Clave: 230910207


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Propósito

En esta unidad se pretende introducir al (la) alumno(a) en el estudio de la química, saber la importancia que

ésta tiene en nuestra vida, así como establecer las relaciones y el efecto que tiene con las demás ciencias.

Por tanto, durante esta unidad, el (la) alumno(a):

• Conocerá los conceptos básicos de la química.

• Distinguirá los diferentes elementos que la componen.

• Diferenciará entre química orgánica e inorgánica.

Competencia específica

Identifica los conceptos básicos de la química para ubicarlos dentro de su contexto inmediato a través de la

investigación.

Presentación de la Unidad

Alguna vez te has preguntado:

• ¿Qué es la química?

• ¿Cuáles son los elementos que la componen?

• ¿Cuál es su utilidad en la vida diaria?

En el mundo que nos rodea, y en nuestro propio organismo, se producen constantemente

transformaciones. El envejecimiento, la combustión de una vela o el nacimiento de una estrella son

ejemplos de algunas de esas transformaciones.

Esos y cualquier otro tipo de cambios que sufra la materia de manera interna, son objeto de estudio de las

ciencias naturales, particularmente de la química.

Algunos cambios químicos como la respiración, la fotosíntesis, la digestión de los alimentos, la oxidación de

una plancha de hierro o la formación de los minerales en el interior de la Tierra, ocurren sin la intervención

del ser humano.


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En otros casos, son provocadas las condiciones para que ocurran los procesos, como al cocinar un par de

huevos y encender el fuego que los fríe, por ejemplo. También ocurren al prender el motor del coche, al

preparar pinturas o cerámica, o la mezcla de cemento y arena con agua para pegar los ladrillos de un muro.

Aunque no lo distingamos, ejemplos como los anteriores son resultado de la utilidad que la química tiene en

nuestras vidas. Sin embargo contestar qué es y cuáles son los elementos que la componen son dos

cuestionamientos que podrás averiguar con el estudio de ésta y las subsecuentes unidades.

1. Introducción a la Química

“La ciencia es tan dañosa para los que no saben

aprovecharse de ella como útil a los otros”

Tales de Mileto

Desde la antigua Grecia existía el interés por saber de qué estaba compuesta la materia. El filósofo griego

Demócrito propuso el concepto de átomo como la unidad más pequeña, y por lo tanto indivisible, que

existía. Este concepto no surgió de la experimentación y menos de la observación directa sino de la lógica y

la razón. Y no fue sino hasta el siglo XIX cuando quedó demostrada su existencia.

Posteriormente surge la alquimia, “el arte sagrado”, como la denominaban los

antiguos alquimistas griegos. Está considerada desde la segunda mitad del siglo XIX

como la fase prehistórica de la química moderna*. Los alquimistas fueron los

primeros en poner símbolos a las cosas y también ellos iniciaron el estudio y la

experimentación dentro de diferentes campos.


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La transición de la alquimia como ciencia experimental abrió las puertas para

el desarrollo de la ciencia, la cual llegó a un punto en el que no era posible

que una sola persona asimilara todo ese conocimiento. Esto obligó a los

científicos a dividirla en campos específicos como el de la física, la biología, y

la química, entre otros.

La química, como toda ciencia natural, se basa en las observaciones

constantes, el registro de hechos reproducibles, así como el estudio de los

cambios y fenómenos que experimentan los materiales. Por lo anterior, es necesario conocer las partes que

la componen, así como la clasificación y propiedades de las sustancias y los elementos que intervienen en la

composición de los cuerpos.

La química es la ciencia que estudia las propiedades y transformaciones de la materia a partir de los

cambios que ocurren en su composición atómica.

Su entendimiento exige un estudio equilibrado de por lo menos seis áreas de aplicación:

• Experimentos

• Hechos

• Terminología

• Leyes

• Teorías

• Resolución de problemas.


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Los (las) químicos(as) también se encargan de conocer las cantidades de energía

que se necesitan para producir cambios en las sustancias. La química es, por

tanto, la ciencia de la materia, la energía y los cambios que ésta experimenta,

acompañados siempre de transformaciones.

Actividad 1. Mapa conceptual: Los alquimistas

1. Elabora un mapa conceptual a partir de los siguientes planteamientos:

• Define quiénes fueron los alquimistas.

• Da ejemplos de sus aportaciones.

• De sus descubrimientos ¿existe alguno que utilicemos en la actualidad?

2. Realiza la actividad en un documento de Word o PowerPoint, guárdalo con el nombre

QUI_U1_A1_XXYZ. Sustituye las XX por las dos primeras letras de tu primer nombre, la Y por la

inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu

documento no deberá pesar más de 4MB.

3. Envíalo a tu Facilitador(a) y espera su retroalimentación.

Actividad 2. Foro: El método científico

A continuación realizarás una actividad en colaboración con todos tus compañeros(as) de grupo. Participa

en el foro El método científico. Para ello, realiza lo siguiente:

1. Investiga las generalidades del método científico, apóyate siempre de fuentes confiables.

2. Entra al foro y responde las siguientes preguntas:

• ¿Qué es el método científico?

• ¿Quién lo definió?

• ¿Cuáles son los pasos que lo componen?

3. Revisa y comenta por lo menos dos de las aportaciones hechas por otros de tus compañeros(as), a

partir de sus respuestas busca mejorar, complementar o corregir tu participación.

4. Consulta la rúbrica del foro para conocer cómo se evaluará tu participación


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1.1. Papel de la química en la actualidad

Usos y papel de la química en el mundo actual.

Una vez resuelta la pregunta ¿Qué es la química? podríamos preguntarnos cuál es papel

que juega en el mundo actual, para lo cual debemos hacer una reflexión sobre los usos que

ésta tiene.

Procesos corporales

Los procesos corporales son químicos en su mayoría. Al respirar, digerir, crecer, envejecer e incluso pensar,

estamos funcionando como reactores químicos ambulantes.

Aplicaciones prácticas

La Química, es una ciencia muy versátil con aplicaciones prácticas para la vida la, como en

la alimentación, el vestido, o la salud e higiene.

Fabricación de productos

La química se encarga de fabricar todo tipo de productos, por ejemplo: para combatir

un virus (como en el caso de la influenza) o fabricar algún tipo de gel como agente

desinfectante, o al momento de requerir calzado nuevo, los materiales como el cuero,

el caucho y el plástico, se obtiene de procesos químicos.

Medio ambiente

La química obtiene del medio ambiente combustibles de diversos orígenes, útiles en los

procesos industriales, así como conseguir metabolizar la energía solar como apoyo para

el control ambiental.


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Estudio de materiales

La química ha tenido importantes avances en el estudio de materiales sobre todo con las

nuevas aplicaciones en la industria de la robótica, el desarrollo de la nanotecnología y los

materiales espaciales, también se puede observar este desarrollo en las pinturas, los

aislantes, así como en metales y aleaciones, etc.

Control de procesos

El conocimiento químico, como muestran la literatura científica y el registro de patentes,

crece vertiginosamente. La química no sólo descubre nuevos procesos, sino que en todo

momento intenta saber por qué y cómo funcionan, y de qué manera pueden ser

mejorados y controlados

Ventajas y desventajas del uso de la química.

Como podemos ver, en cualquier actividad de nuestra vida se presenta la química.

El estudio y avance en las últimas décadas, ha permitido una mayor

aplicación y control de ella. Sin embargo, esto implica la existencia de

consecuencias, lamentablemente no todas benéficas.

Por ejemplo, la química se usa en la síntesis de insecticidas y pesticidas para el

control y erradicación de plagas en medios urbanos.

En medios rurales, específicamente en la agricultura, por un

lado, se busca controlar los focos de enfermedades como

cucarachas, mosquitos, moscas, pulgas, piojos, chinches y

ratas, entre otras, cuya erradicación beneficia la calidad de

vida de los habitantes de las ciudades. Sin embargo, esto

ocasiona la contaminación del medio ambiente. Los

compuestos químicos son difíciles de biodegradar, además, la gran mayoría son cancerígenos o

mutagénicos.


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En la agricultura sucede algo similar: estos compuestos, al aplicarlos en los campos de cultivos, permiten un

mayor rendimiento de la cosecha por la ausencia de plagas. Sin embargo, también ocasionan la

contaminación del suelo.

A su vez, estos compuestos con la lluvia bajan a los mantos freáticos contaminando los cuerpos de agua y

acidificando el suelo, entre otras consecuencias.

No es de extrañarse en los últimos años, el incremento de malformaciones en embriones o mutaciones

genéticas que desencadenan en cáncer propagándose en los medios rurales.

La pregunta es:

La respuesta puede obtenerse si se combinan la química con otras disciplinas como la biología, la física, las

matemáticas, la genética, entre otras. Esto dará como resultado contar con carreras en ingeniería como la

de Biotecnología, Energías Renovables y Tecnología Ambiental, con las cuales, se pretende que, además

de hacer ciencia, se genere tecnología que cuide y proteja el medio en el que vivimos.

Actividad 3. Foro: ¿Cómo se relaciona la química con mi carrera profesional?

1. Lee el documento La química y la vida.

2. Discute y reflexiona en el foro la siguiente pregunta:

• ¿Qué aporta la química a tu formación profesional?

3. Comparte tus respuestas con tus compañeros(as) de grupo en el foro.

4. Comenta por lo menos dos de las aportaciones hechas por otros de tus compañeros(as).

5. Consulta la rúbrica del foro para conocer cómo se evaluará tu participación.

¿Cómo puede el hombre, mediante la química, evitar las complicaciones que se derivan de su aplicación y de

su uso?


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1.2. Divisiones de la Química

Como se comentó anteriormente las ciencias se han ampliado de tal forma que sería muy complicado estudiarlas si no estuvieran claramente definidas.

Dentro de cada una de ellas existen ramas que nos ayudan a estudiar objetos específicos, en el caso de la química se divide de manera general del siguiente modo.

Además de la división anterior, existen otros campos más especializados y restringidos como el de la

electroquímica, la cinética química, o la termodinámica, entre otras. No obstante, y para los fines de este

curso, sólo nos remitiremos a la descripción citada en el esquema.

1.2.1 Disciplinas de la Química

Química general

Maneja los principios básicos y fundamentales que hacen referencia a la constitución y

propiedades de la materia. Estudia a grandes rasgos toda la química.

Química orgánica

También conocida como química del carbono, es la rama de la química que estudia una clase numerosa de

moléculas que contienen carbono, las cuales forman enlaces covalentes de carbono-carbono o carbono

hidrógeno, conocidos como compuestos orgánicos. El nombre tiene su origen en la época en la que todos

los compuestos del carbono se obtenían de seres vivos. La química de compuestos sin carbono fue, por

ende, llamada química inorgánica.


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Química Inorgánica

Se dedica al estudio de los d emás elementos que no cuentan con carbono en su

estructura, con excepción del monóxido de carbono, dióxido de carbono, los

carbonatos y bicarbonatos.

Química Analítica

Estudia los métodos de identificación y determinación de la cantidad de elementos presentes en todos los

compuestos.

Se subdivide en dos ramas:

o Análisis cualitativo: detecta los componentes que forman parte de un

material.

o Análisis cuantitativo: detecta qué cantidad de cada componente existe en

un material.

Bioquímica

Estudia los procesos químicos que tienen lugar en los seres vivos.

Fisicoquímica

Se encarga de aplicar las teorías matemáticas y los métodos de la física a las propiedades de la

materia y al estudio de los procesos químicos y a los cambios energéticos que los acompañan.

1.2.2. Componentes de la química orgánica y la inorgánica


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La química orgánica y la química inorgánica son fundamentales para nuestro estudio y es por eso que

debemos conocer que las compone.

Compuestos orgánicos

• Se consideran compuestos orgánicos aquellos que en su estructura básica de construcción contiene

una gran cantidad de átomos de carbono(C), hidrógeno (H), oxígeno (O), nitrógeno (N), azufre

(S),fósforo (P), halógenos (como el bromo) y en menor cantidad otros elementos.

• El número de compuestos conocidos supera los 10 millones, son de gran complejidad debido al

número de átomos que forman la molécula.

• Son “termolábiles”, es decir, resisten poco la acción del calor y se descomponen por debajo de los

300ºC. Suelen quemarse fácilmente, originando CO2y H2O.

• Debido a la atracción débil entre las moléculas tienen puntos de fusión y ebullición bajos.

• La mayoría no son solubles en H2O (sólo lo son algunos compuestos que tienen hasta 4 o 5 átomos

de carbono (C)). Son solubles en disolventes orgánicos como alcohol, éter, cloroformo, y benceno.

• No son electrólitos.

• Reaccionan lentamente y de modo complejo.

Metano uno de los compuesto orgánicos más simples

Compuestos inorgánicos


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• Sus moléculas pueden contener átomos de cualquier elemento, incluso carbono bajo la forma de CO, CO2, carbonatos y bicarbonatos.

• Se conocen aproximadamente unos 500 000 compuestos.

• Son, en general, “termo estables”, es decir, resisten la acción del calor, y sólo se descomponen a temperaturas superiores a los 700ºC.

• Tienen puntos de ebullición y de fusión elevados.

• Muchos son solubles en H2O y en disolventes polares.

• Fundidos o en solución son buenos conductores de la corriente eléctrica (son llamados electrólitos).

• Las reacciones que originan son generalmente instantáneas, mediante reacciones sencillas e iónicas.

Molécula de agua

Actividad 3. Foro: ¿Cómo se relaciona la química con mi carrera profesional?

1. Lee el documento La química y la vida.

2. Discute y reflexiona en el foro la siguiente pregunta:

• ¿Qué aporta la química a tu formación profesional?

3. Comparte tus respuestas con tus compañeros(as) de grupo en el foro.

4. Comenta por lo menos dos de las aportaciones hechas por otros de tus compañeros(as).

5. Consulta la rúbrica del foro para conocer cómo se evaluará tu participación.

1.3. La Materia


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Es momento de adentrarnos en la química, lo que verás a continuación son los conceptos básicos que te

ayudarán a lo largo de toda tu carrera. Pon atención al siguiente esquema.

1.4. Definición de materia

"La materia es cualquier cosa que ocupa un lugar en el espacio y que tiene masa. La materia es cualquier

cosa que se puede ver y tocar (como el agua, la tierra y los árboles) o no (como el aire). Así cada cosa en el

universo tiene una relación 'química'." (Chang, 2006).

Ley de la conservación de la masa

Lavoisier aplicó la ley de la conservación de la masa a una serie de experimentos,

demostró que cuando un material se quema, un componente del aire (al cual

denomino oxígeno) se combina químicamente con el material.

“La masa total permanece constante durante un cambio químico (reacción química)”


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1.3.2. Propiedades y clasificación

Todas las sus tancias poseen un conjunto de características y propiedades que las diferencian de otras, no es lo mismo el agua que la sal, el aire, el mercurio, la lana y todos las demás sustancias.

Cada una tiene propiedades que las distingue por el color, la temperatura de fusión o de congelamiento, la densidad, y la viscosidad, etc. Todas ellas se componen de materia, por lo que es necesario conocer sus propiedades para identificarlas.

Veamos a continuación sus propiedades.

Propiedades químicas

Son aquellas características que se aprecian cuando la materia cambia de

composición y estructura de manera irreversible, bien sea por sí misma o por la

acción de otras sustancias, para formar otros materiales. Las propiedades químicas

son intrínsecas a la materia.

Propiedades físicas Pueden observarse sin que haya cambio alguno en la composición de la materia, son intrínsecas y entre las

que podemos citar tenemos: el punto de ebullición, el color, la dureza, la densidad, el punto de fusión, la

conductividad térmica, el peso específico y la conductividad eléctrica. Algunas de éstas dependen de

condiciones, como la temperatura y la presión en las que se miden.

Como sabemos, existen tres estados o formas de agregación de la materia: el estado sólido, el líquido y el

gaseoso (el plasma* a veces se considera como un cuarto estado de la materia). Estas tres formas se

conocen como estados de la materia o simplemente estados físicos que una sustancia puede presentar.


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Por ejemplo el hielo (agua sólida) se calienta y se funde (agua líquida) y cuando hierve se vuelve vapor (agua

gaseosa). Aunque el agua cambie su estado físico, su composición es constante y no cambia sus

propiedades químicas de manera irreversible.

Los cambios de los estados de la materia se pueden observar en el siguiente diagrama.


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Reacciones químicas: precipitación En química se llama precipitado a una sustancia sólida que se forma en el interior de una disolución. En esta

experiencia vamos a ver cómo a partir de una reacción química obtenemos un precipitado. Realicemos

algunos experimentos para ver algunas reacciones químicas de precipitación. Avanza a la siguiente pantalla.

Experimento de reacción de precipitación Paso 1 ¿Qué vamos a ver? En este experimento vamos a obtener precipitados a partir de productos caseros. En realidad, vamos a observar cómo la caseína (proteína contenida en la leche) precipita en un medio ácido. La leche es una mezcla de proteínas, lípidos y glúcidos en un medio acuoso. Entre las proteínas disueltas en la leche, la más importante es la caseína. Cuando esta proteína se encuentra en un medio ácido se produce su desnaturalización, tiene lugar una reacción química que altera su estructura, y deja de ser soluble en agua lo que provoca que precipite. En el experimento vamos a ver cómo al poner la leche en contacto con diversos medios ácidos se produce la precipitación de la caseína. Paso 2 Material que vas a necesitar: • Vaso pequeño o copa

http://148.247.220.10/contenidos/csba/file.php/8/moddata/scorm/60/13_QUI_1_3_2/QUI_1_3_2_p3.html


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• Un papel de filtro (de los que se utilizan para el café) • Leche • Refresco de cola • Agua tónica • Vinagre • Limón

Paso 3 Experimento 1 • Pon un poco de leche en una copa o en un vaso pequeño. • Añade unas gotas de vinagre. Observa bien lo que ocurre. • Deja el vaso con su contenido en reposo durante un tiempo. ¿Qué observas? • Separa ahora el sólido del líquido utilizando un filtro (también sirve un trapo o un pañuelo). • ¿Qué observas? ¿Qué propiedades tiene el sólido obtenido? • Haz anotaciones, compara tus resultados con tus compañeros(as) de grupo. • Si tienes dudas apóyate en tu Facilitador(a) para resolverlas.

Paso 4 Experimento 2 • Repite la experiencia anterior haciendo reaccionar la leche con otras sustancias: refresco de cola, agua tónica, zumos, etc. Paso 5 Sigue experimentando Puedes seguir investigando otras sustancias que tengan la propiedad de hacer precipitar la caseína de la

leche.


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Clasificación de la materia

Sustancia

• La sustancia es una forma de materia que tiene una composición definida (constante) y propiedades

características.

• Algunos ejemplos son el agua, el amoniaco, el azúcar (sacarosa), el oro y el oxígeno, las sustancias

difieren entre sí en su composición y pueden identificarse por su apariencia, olor, sabor y otras

propiedades (Chang, 2006).

Elemento

Un elemento es una sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por medios

químicos.

Hasta la fecha se han identificado 115 elementos, de los cuales 83 se encuentran en forma natural

en la Tierra. Los demás se han obtenido por medios científicos a través de procesos nucleares

(Chang, 2006)

Se representan mediante símbolos de una o dos letras. La primera letra siempre es mayúscula, pero

la siguiente siempre es minúscula. Por ejemplo, Co es el símbolo del elemento Cobalto, mientras

que CO es la fórmula de la molécula monóxido de carbono.

Los símbolos de algunos elementos derivan de sus nombres en latín, por ejemplo, Au de aurum

(oro), Fe de ferrum (hierro) y Na de natrium (sodio), pero la mayoría derivan de su nombre en

inglés.

Compuesto

Los compuestos sólo pueden separarse en sus componentes puros por medios químicos.

Los átomos de la mayoría de los elementos pueden interactuar con otros para formar compuestos.

Por ejemplo, el agua se forma por la combustión del hidrógeno gaseoso en presencia de oxígeno

gaseoso.

El agua tiene propiedades muy diferentes de aquellas de los elementos que le dieron origen, está

formada por dos partes de hidrógeno y una parte de oxígeno. En consecuencia el agua es un

compuesto, una sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente

en proporciones definidas.


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Mezcla

• Una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la cual las sustancias conservan sus

propiedades características. Algunos ejemplos familiares son el aire, las bebidas gaseosas, la leche y

el cemento.

• Las mezclas no tienen una composición constante, por tanto, las muestras de aire recolectadas de

varias ciudades probablemente tendrán una composición distinta debido a sus diferencias en altitud

y contaminación, entre otros factores.

• Cualquier mezcla ya sea homogénea o heterogénea se puede formar o separar en sus componentes

originales por medios físicos, sin cambiar la identidad de dichos componentes.

Mezclas homogéneas: En una mezcla homogénea la composición de la mezcla es igual en toda la solución. Por ejemplo disolver

una cucharada de azúcar en un vaso con agua. Si calentamos y evaporamos la disolución de agua con

azúcar, quedará el azúcar como sólido en el fondo del vaso y condensando el agua por otro lado, de tal

manera quedarían separados las dos sustancias originales.

Mezcla Heterogéneas:

En una mezcla heterogénea la composición no es igual, los componentes de la mezcla pueden distinguirse

fácilmente. Por ejemplo si mezclamos cacahuates con ajonjolí, para separarlos podríamos hacerlo con un

colador de cocina.

Actividad 5. Foro: Métodos de separación de las mezclas

1. Investiga los métodos de separación de las mezclas.

2. Elabora un mapa conceptual de los métodos en Word o PowerPoint.

• Define cuántos métodos existen y para qué se utilizan.

• Proporciona al menos tres ejemplos de cada uno.

3. Guarda tu documento con el nombre QUI_U1_A5_XXYZ. Sustituye las XX por las dos primeras letras

de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido

materno. *Recuerda que tu documento no deberá pesar más de 4MB.



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Experimento de decantación

Ahora que conoces los métodos de separación de las mezclas y separación de sustancias vamos a realizar un

experimento de decantación propuesto por Ma. José Pozo (Pozo, Ma. José. (2001). El rincón de la ciencia.

IES Europa, Rivas Vaciamadrid. Consultado el 27 de noviembre de 2010 en:

http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/rincon.htm

Paso 1

La decantación es un método que se utiliza para separar dos líquidos que no son miscibles, por ejemplo,

agua y aceite. En esta experiencia vamos a ver cómo podemos fabricar un embudo de decantación en

nuestras casas.

Paso 2

¿Qué necesitamos?

• Agua y aceite

• Una botella de agua mineral, de plástico, cortada por la mitad.

• Un alfiler

• Tijeras

Paso 3

¿Cómo se prepara el embudo de decantación?

• Corta la botella por la mitad, utilizando unas tijeras.

• Tomando la mitad superior, aprieta el tapón y clava un alfiler en el centro (del tapón). Si

está muy duro o te cuesta trabajo puedes calentar un poco el alfiler. Pero no mucho, porque

el alfiler tiene que quedar clavado sin holgura.

• La parte inferior de la botella sirve como recipiente para recoger el líquido separado.

• Coloca el embudo como se ve en la figura. Si no tienes soporte puedes apoyar la parte

superior de la botella (embudo) en la inferior.

http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/rincon.htm


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Paso 4

¿Cómo hacemos la decantación?

• Prepara en un vaso una mezcla de agua y aceite y agítala bien.

• Vierte la mezcla en el embudo y espera hasta que las dos partes estén bien separadas, una encima

de otra.

• Coloca el embudo encima del recipiente de recogida y quita el alfiler.

• El agua comenzará a gotear, más o menos lentamente en función del tamaño del agujero.

• Cuando acabe de caer el líquido cambia el recipiente de recogida y puedes empezar a recoger el

segundo componente de la mezcla.

1.4 Mediciones en la química Medir es la comparación de una magnitud física (la que se mide) con una unidad de medición (la establecida internacionalmente). En química se manejan unidades básicas de medida que nos permiten realizar mediciones precisas. En 1964, la Oficina Nacional de Patrones adoptó el Sistema Internacional de Unidades (SI) el cual se basa en siete unidades fundamentales que aparecen en la Tabla 1. Todas las demás unidades se desprenden de éstas.


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Los sistemas métrico y SI son sistemas decimales en los cuales se emplean prefijos para indicar fracciones (submúltiplos) y múltiplos de diez. En todas las unidades de medida se utilizan los mismos prefijos. Las distancias y masas de la Tabla 2 ilustran el uso de algunos prefijos y la relación entre ellos.

Tabla 2 Prefijos comunes utilizados en los sistemas métrico y SI

Prefijo Abreviatura Significado Ejemplo

mega- M 106 1 megámetro (Mm)=1 X

106 m

kilo-* k 10³ 1 kilómetro (km)=1 X 10³m

deci- d 10-¹ 1 decímetro (dm)=1 X 10-¹ m

centi-* c 10-² 1 centímetro (cm)=1 X 10-² m

mili-* m 10-³ 1 miligramo (mg)= 1 X 10-³ g

micro-* µ** 10-6 1 microgramo( )= 1 X 10-6g

nano-* N 10-9 1 nanogramo (ng)= 1 X 10-9 g

pico- p 10-12 1 picogramo (pg)= 1 X 10-12 g

* Estos prefijos son de uso común en química. ** Ésta es la letra griega µ

1.4.1 Mediciones en la química Masa


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Es la cantidad de materia que contiene un cuerpo. En el sistema SI, la unidad fundamental de masa es el

kilogramo (Tabla), y es igual a 2.2 libras, y una libra (lb) es igual a 0.4536 kg.

Longitud

• Es la unidad patrón de longitud (distancia) en los sistemas métricos y SI.

• El metro se define como la distancia que recorre la luz en el vacío en 1/299,792,468 segundos.

• Para las longitudes extremadamente pequeñas empleadas en química se tiene el nanómetro (nm; 1

nanómetro = 10-9m) o el picometro (pm; 1 picométro = 10-12 m).

Tiempo

• La unidad fundamental es el segundo (s), al combinar la unidad con los prefijos mili-, micro-, nano-

y pico-, se crean unidades adecuadas para realizar mediciones de eventos muy rápidos,

milisegundos, microsegundos, etc.

• El tiempo requerido para los procesos químicos más rápidos es de alrededor de picosegundos.

Temperatura

• Es la medida de la velocidad media del movimiento de átomos o moléculas en una sustancia o

combinación de sustancias en un momento dado.

• Su definición se complica debido a que un cuerpo u objeto puede estar caliente o frío dependiendo

del medio ambiente en que se mida.

• Un termómetro es un instrumento para medir la temperatura. El tipo común consiste en un capilar

de vidrio que contiene mercurio, el tubo tiene una escala en casi toda su longitud, que marca los

grados en este caso grados Celsius.

• El cuadro presenta las fórmulas para realizar las conversiones a las diferentes escalas.


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1.4.2 Unidades derivadas Ahora que conoces las unidades fundamentales, procedamos a conocer las unidades derivadas. Estas

contienen unidades fundamentales combinadas como volumen, densidad, área, velocidad, aceleración,

fuerza, presión y energía, entre otras. La siguiente tabla muestra las más usadas en química.

Magnitud Definición de la magnitud Unidad SI

Área Longitud al cuadrado m²

Volumen* Longitud al cubo m³

Densidad** Masa por unidad de volumen kg/m³

Velocidad Distancia recorrida por unidad de tiempo m/s

Aceleración Cambio de velocidad por unidad de tiempo m/s²

Fuerza Masa por aceleración de un objeto kg • m/s² (= newton, N)

Presión Fuerza por unidad de área kg/(m s² (= pascal, Pa)

Energía Fuerza por la distancia recorrida kg • m²/s² (= joule, J)

*Volumen es la longitud elevada al cubo y su unidad en el SI es m³. En el sistema métrico, los volúmenes suelen medirse en litros o mililitros. Un litro (1 L) es un decímetro cúbico (1 dm³) o 1000 centímetros cúbicos (1000 cm³). Un mililitro (1 ml) es 1 cm³. **Densidad de un objeto es igual a su masa por unidad de volumen y se puede expresar como: donde:

d" es la densidad, "m" es la masa y "V" es el volumen.


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Autoevaluación

Es momento de comprobar los conocimientos y las habilidades desarrolladas con el estudio de esta unidad.

Para ello, contesta el cuestionario de autoevaluación.

Cierre de la Unidad Hemos visto como la química se ha desarrollado a partir de la época antigua y ha llegado al siglo XIX con los

principales descubrimientos y avances. Su consolidación se ve plasmada en el siglo XX con la ayuda de la

tecnología, lo cual, para este siglo XXI, augura un porvenir vertiginoso de nuevos avances.

Para estudiar química es necesario tomar en cuenta sus características, la forma de trabajar con ella, emplear el método científico, y, sobre todo, utilizar su lógica y no aprenderla de memoria.

El aprendizaje del lenguaje químico te abrirá las puertas de este mundo del comportamiento de la materia y de sus cambios acercándote al conocimiento científico.

Fuentes de consulta Bibliográficas

Andrés, Dulce María. et ál. (2008). Física y Química 1o Bachillerato. España: Editex.

Garritz, Andoni. (1998). Química. México: Pearson Educación.

Lacreu, Aramendía, Aldabe. (1999). Química 1: Fundamentos. Buenos Aires: Ediciones Colihue.

Martín Reyes, Guillermina (2004). Breve historia de la alquimia. España: Fundación Canaria Orotava de la Historia de la Ciencia.


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Propósito

En esta Unidad revisarás los modelos que han sido utilizados para comprender la estructura del átomo;

además, reconocerás sus principales componentes subatómicos y analizarás la importancia que tienen para

definir las propiedades físicas y químicas de los elementos que han permitido su organización en la tabla

periódica.


Explica las propiedades de los elementos para predecir su comportamiento mediante la representación de

modelos físicos y químicos.


Como vimos en la primera Unidad, todo lo que nos rodea es materia: los alimentos, el vestido, el aire que

respiramos e inclusive nosotros; pero, alguna vez te has preguntado:

¿Cómo está constituida la materia?

¿Todas las sustancias están constituidas por estructuras semejantes?

¿Por qué las propiedades físicas y químicas de las sustancias son diferentes?

Para responder éstas y otras preguntas, los científicos a lo largo de la historia realizaron una gran cantidad

de experimentos que les ayudaron a revelar el enigma de la composición y comportamiento de la materia.

Estos conocimientos han permitido el desarrollo de tecnologías que en la actualidad hacen nuestra vida más

fácil, como la televisión, el horno de microondas, la computadora, el teléfono celular, etc. De igual manera,

se han aplicado a la detección y tratamiento de enfermedades malignas, como el cáncer. También ha sido la

base para la perfección de materiales aplicados a la industria del vestido, automotriz y aeronáutica, entre

otras.

Te invitamos a que conozcas este maravilloso mundo, mediante el análisis de algunos conceptos y leyes que

rigen la composición de la materia.


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2.1. Teorías atómicas

La composición de la materia ha sido a lo largo de la historia una pregunta constante, que llevó a filósofos e

investigadores a observar detenidamente la naturaleza y a realizar una serie de experimentos, con la

finalidad de dar respuesta a esta cuestión.

En este tema revisaremos los principales modelos atómicos que permitieron comprender la estructura del

átomo, así como las características y ubicación de las partículas subatómicas.

Los filósofos griegos fueron los pioneros en tratar de elucidar este misterio y así por el año 440 a.C.,

Empédocles afirmó que toda la materia se componía de cuatro “elementos”: tierra, aire, agua y fuego.

Posteriormente, Demócrito, entre 470 - 370 a.C., supuso que si cortaba un tipo de materia en pedazos cada

vez más pequeños, iba a llegar un momento en que llegaría hasta una partícula indivisible, a la que llamó

átomo. Sin embargo, esta hipótesis fue refutada por Aristóteles (384 - 322 a.C.) quien apoyó y desarrolló la

teoría propuesta por Empédocles. Tanta fue la influencia de Aristóteles que su teoría dominó el

pensamiento de científicos y filósofos hasta principios del siglo XVII (Dingrando, 2003).

Figura 1. Elementos básicos de la materia (Aristóteles)

Actividad 1. Foro: Dudas sobre Química

Este foro tiene la finalidad de que compartas tus dudas de la asignatura de manera general y estará abierto

a partir de esta Unidad.

Participa en el foro de dudas, de la siguiente forma:

1. Expresa las dudas que te hayan surgido en la Unidad 1, acerca de los temas relacionados con la

asignatura.

2. Comparte, en todo momento, tus inquietudes relacionadas con la materia.


29

3. Comenta por lo menos dos de las aportaciones hechas por otros de tus compañeros(as) y a partir de

sus respuestas busca mejorar, complementar o corregir su aportación.

4. Tu Facilitador(a) retroalimentará tu participación.

2.1.1. El uso de modelos en Química

Imagina que recibes un regalo y te piden que adivines su contenido, sin abrir la caja. ¿De qué manera

podrías saber lo que hay dentro si no puedes observarlo ni tocarlo? Probablemente realizando una serie de

actividades te ayudaría a imaginar lo que hay en la caja, como agitarla, rotarla, escuchar los sonidos del

objeto, tratar de percibir algún olor, el tipo de desplazamiento, etc. Después de obtener algunos datos

quizás estarías en posibilidad de formarte una imagen o un modelo del objeto que hay en la caja de regalo,

¿pero qué tan cierto o errado será tu imagen o modelo del objeto? Eso lo podrías corroborar simplemente

abriendo la caja.

De igual manera, los científicos interesados en conocer la estructura de la materia se enfrentaron a

dificultades iguales o semejantes. Hoy día sabemos que la unidad estructural de la materia son los átomos,

los cuales son tan pequeños que no ha sido posible que sean observados o tocados directamente, por lo

que se han realizado estudios indirectos de sus manifestaciones para obtener datos que permitan construir

un modelo que los describa.

Veamos ahora un ejemplo claro de la utilización de un modelo para explicar lo que sucede en un fenómeno

estudiado por la Química.

El comportamiento de los gases se basa en una serie de leyes, en las que se establecen las relaciones entre

diferentes variables como la presión, el volumen y la temperatura. La Ley de Boyle nos indica la relación que

existe entre la presión y el volumen al mantener constante la temperatura. Observa la siguiente animación y

responde: ¿qué sucede con el volumen de un gas al disminuir la presión?

Los modelos nos permiten formar imágenes concretas de conceptos abstractos o de objetos minúsculos o muy lejanos para ser observados. Los científicos desarrollan modelos para explicar cosas que no pueden ver directamente. Los modelos están basados en construcciones mentales y teorías que, si son apropiadas, pueden verificar y predecir una gran cantidad de datos experimentales.


30

Ahora observa la gráfica que explica el mismo fenómeno y responde la misma pregunta.

Como podrás apreciar, ambos modelos (animación y gráfica) nos ayudan a comprender la correlación

existente entre las variables presión y volumen, es decir, se observa una relación inversamente

proporcional; esto es, al disminuir la presión el volumen aumenta y viceversa, al incrementar la presión, el

volumen decrece. Esto se constata matemáticamente con la ecuación establecida por el mismo Boyle:

El volumen es inversamente proporcional a la presión, manteniendo la temperatura constante

El producto de la presión uno y el volumen dos es igual al producto de la presión dos y el volumen dos

Es importante advertir la diferencia entre una ley y un modelo (teoría). Mientras una ley resume el

comportamiento del fenómeno, el modelo explica el comportamiento observado. Esto significa que las


31

leyes son permanentes, en tanto que las teorías suelen presentar deficiencias y con el tiempo, pueden

modificarse o bien descartarse.

Así es como a lo largo de la historia se han propuesto modelos del átomo, los cuales al explicar ciertos

fenómenos han sido aceptados, pero al no responder a nuevas interrogantes se ha visto la necesidad de

cambiarlos por otros más elaborados.

Antes de continuar, para comprender mejor la importancia del uso de los modelos realiza las siguientes

actividades:

Actividad 2. El uso de modelos. Cambios de estado.

Realiza el experimento y observa los cambios de estado que se presentan; explica cada uno de ellos

utilizando un modelo.

1. Para realizar la actividad, reúne el siguiente material:

-2 cubos de hielo recién salidos de la hielera

-1 termómetro

-1 recipiente pequeño de boca ancha de peltre o aluminio

-Estufa o parrilla eléctrica

-Licuadora

-Cámara digital

-Cuaderno y pluma

2. Una vez que hayas conseguido todo el material, realiza lo siguiente:

a) Coloca dos cubos de hielo en la licuadora y tritúralos durante unos segundos.

b) Rápidamente vacía el hielo al recipiente de aluminio o peltre, e introduce el termómetro.

c) Calienta a fuego lento el recipiente, sobre la estufa o parrilla.

d) Registra la temperatura inicial y posteriormente cada 30 segundos, hasta llegar a la ebullición.

e) Anota tus observaciones, ¿qué sucede a medida que transcurre el tiempo?

f) Con los datos obtenidos elabora una gráfica de temperatura contra tiempo.

g) Utilizando la gráfica y alguno de los modelos atómicos revisados explica el fenómeno ocurrido.

3. Realiza el reporte de la actividad de acuerdo con los siguientes apartados:

Título

Nombre

Introducción

Modelo teórico


32

Desarrollo

Datos

Análisis de datos

Resultados

Conclusiones

Bibliografía

4. Guarda tu documento con la siguiente nomenclatura QUI_U2_A2_XXYZ. Sustituye las XX por las dos

primeras letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de

tu apellido materno. *Recuerda que tu documento no deberá pesar más de 4MB.


Actividad 3. Importancia del uso de modelos

Reflexiona y participa en el foro compartiendo con tus compañeros(as) la importancia que tienen los modelos para explicar los fenómenos estudiados por la Química.

1. Con base en los resultados y conclusiones obtenidos en la actividad 2, reflexiona y comparte con tus

compañeros la importancia que tienen los modelos para explicar los fenómenos estudiados por la

Química.




4. Consulta la Rúbrica de foro para conocer cómo se evaluará tu participación.

2.1.2. Modelos atómicos: Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr

Con la llegada del Renacimiento, la ciencia dio un giro trascendental, pasando de las simples observaciones

a la experimentación, poniendo en duda los puntos de vista aristotélicos, hasta ese entonces dominantes.

Muchos investigadores propusieron modelos para tratar de explicar el comportamiento de la materia. En

aquel entonces se sabía que muchas sustancias cristalinas presentan un ordenamiento regular, lo que hizo

pensar a los investigadores en que se componían de una gran pila de partículas “como si fueran balas de

cañón”; también pensaban que la sal se disolvía en el agua, porque el líquido no era continuo, es decir,

poseía espacios vacíos. El olor de los perfumes se puede detectar a grandes distancias, porque pequeñas

partículas viajan a través del aire. Éstas y otras observaciones hicieron pensar a los investigadores en la


33

existencia de partículas diminutas como unidades estructurales de la materia, retomando de esta manera la

idea del atomismo.

Así, en el año de 1808, John Dalton, un científico inglés, basándose en las ideas de Demócrito y en sus

estudios sobre numerosas reacciones químicas, formuló una hipótesis sobre la estructura de los átomos,

imaginándolos como partículas extremadamente pequeñas e indivisibles. Con base en este modelo

estableció los siguientes postulados:

1. Toda la materia se compone de partículas pequeñas llamadas átomos.

2. Los átomos de un elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas.

3. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de otros elementos.

4. Los compuestos están formados por más de un elemento. En cualquier compuesto la relación del

número de átomos entre dos elementos siempre es un número entero.

5. En una reacción química se observa una separación, combinación o reordenamiento de los átomos,

pero nunca su creación o destrucción.

Aunque estudios posteriores demostraron que algunas de las conclusiones de Dalton no eran del todo

ciertas, pues hoy sabemos que los átomos no son indivisibles ya que contienen partículas subatómicas

(protón, neutrón y electrón); además que aún los átomos de un mismo elemento varían en sus masas

(isótopos), como más adelante veremos.

Figura 2. Modelo atómico de Dalton

La teoría de Dalton, a pesar de sus imprecisiones y evidentes errores, resultó de suma importancia, ya que

por primera vez los químicos manejaban conceptos nuevos: se cuantificaron los átomos, se concretó el

concepto de elemento, se determinó que la formación de un compuesto tiene lugar siguiendo unas leyes


34

claras (ley de las proporciones constantes y ley de las proporciones múltiples), se comprobó también que las

sustancias reaccionan entre sí en cantidades fijas “equivalentes” (Ley de las proporciones recíprocas) y

permitió representar esquemáticamente la disposición de los átomos de un compuesto.

Otra de las razones por las que el átomo de Dalton no cubría las necesidades, era debida a que no explicaba

la naturaleza eléctrica de la materia. Por ello, una gran cantidad de investigadores inició experimentos para

tratar de elucidar este enigma.

El desarrollo de las subsiguientes teorías atómicas se debió en gran medida a la invención de nuevos

instrumentos. Por ejemplo, el tubo de Crookes, el cual consistía de un tubo de vidrio con dos placas

metálicas en su interior que funcionaba como electrodos y una llave que permitía extraer la mayor parte del

aire, gracias a la bomba de vacío. Al hacer pasar una corriente eléctrica entre los electrodos, se observaba

un haz de luz que viajaba del cátodo al ánodo, por lo que fueron llamados rayos catódicos.

Figura 3. Tubo de Crookes

Hacia 1897 Joseph John Thomson comprobó que los rayos catódicos están formados por partículas con

carga negativa, logrando medir el cociente entre la masa de dicha partícula y su carga negativa. En 1911,

Robert Andrews Millikan logró medir el valor de la carga correspondiente a las partículas de los rayos

catódicos, por lo que se pudo determinar su masa: resultó ser 1,837 veces menor que la masa del átomo

más sencillo, el hidrógeno.

En 1891, George Johnstone Stoney había sugerido el nombre de “electrón” para las posibles partículas

elementales causantes de los fenómenos eléctricos, por lo que se aceptó dicho nombre para las partículas

de los rayos catódicos. La primera partícula subatómica había sido descubierta: el electrón.


35

¿Sería el electrón la partícula fundamental de la electricidad? En 1902 se dio respuesta a esta pregunta.

Philipp Eduard Anton Lenard, demostró que los metales cuando son iluminados con luz ultravioleta emiten

electrones (Efecto fotoeléctrico), por lo que estaba claro que los electrones formaban parte del átomo.

Con base en los resultados de sus experimentos, Thomson propone otro modelo en el que establecía que el

átomo consistía de una esfera con carga positiva distribuida de manera uniforme y dentro de la cual se

encontraban partículas negativas, los electrones, como si fueran las pasas de un pastel.

Figura 4. Modelo atómico de Thomson

El modelo atómico de Thomson, no duró por mucho tiempo, pero su importancia radica en que gracias a él

se pudo corroborar que el átomo no era indivisible, como lo había indicado Dalton.

El descubrimiento de los rayos catódicos y de los rayos X llevó a investigar el fenómeno de la fluorescencia

(emisión de luz por sustancias previamente iluminadas con luz solar). Por tal motivo, Henri Becquerel,

estudiando la supuesta luminosidad de las sales de uranio, se dio cuenta de que estas sustancias emitían

radiación aun cuando no habían sido expuestas a la luz solar. En definitiva, los cristales de sales de uranio

emitían una radiación penetrante en todo momento. Pierre y Marie Curie encontraron que los elementos

Uranio y Torio (conocidos en ese entonces) producían este tipo de radiación y le dieron el nombre de

radiactividad a este fenómeno.

El descubrimiento de los rayos catódicos, los electrones, condujo a la invención de uno de los desarrollos tecnológicos y sociales más importantes del siglo XX: la televisión. Las imágenes de la televisión y del monitor de la computadora se forman cuando la radiación del cátodo golpea las sustancias químicas generadoras de luz que recubren la parte posterior de la pantalla.


36

Estudiando las interacciones de las radiaciones emitidas por los elementos radiactivos, en campos

magnéticos y eléctricos se comprobó que existen tres tipos de radiaciones:

Rayos alfa : partícula de masa equivalente a cuatro átomos de hidrógeno y doble carga positiva.

Rayos beta : formados por electrones muy rápidos.

Rayos gamma : No tienen masa ni carga; son ondas parecidas a los rayos X pero con mucha

menor longitud de onda (mucha más frecuencia y, por tanto, más energéticos).

En el año de 1911 un físico neozelandés Ernest Rutherford, decidió utilizar la radiactividad para demostrar la

estructura de los átomos, propuesta por Dalton. Para ello, bombardeó una lámina de oro con partículas alfa

. ¿Qué esperarías que sucediera si el átomo es compacto según Dalton? Observa la animación del

experimento que realizó Rutherford y constata tu respuesta.

Rutherford pudo apreciar que la mayoría de las partículas

alfa atravesaban la lámina de oro sin desviarse de su

trayectoria recta. De vez en cuando, algunas partículas

eran desviadas de su trayectoria y en algunos casos

regresaban rechazadas hacia la fuente radiactiva. Con base

en estas observaciones, Rutherford llega a la conclusión de

que la mayor parte del átomo debe ser espacio vacío. Esto

explica por qué la mayoría de las partículas atravesaron

la placa de oro con muy poca o ninguna desviación.

Rutherford propuso que las cargas positivas de los átomos

estaban concentradas en un conglomerado central del

átomo que denominó núcleo. Cuando una partícula alfa

pasaba cerca del núcleo en el experimento, actuaba sobre

ella una gran fuerza de repulsión, lo que originaba una gran desviación. Más aún, cuando una partícula

incidía directamente sobre el núcleo, experimentaba una repulsión tan grande que se invertía

completamente su trayectoria. Las partículas positivas concentradas en el núcleo posteriormente fueron

llamadas protones (Chang, Química, 2007).

De esta manera es que Rutherford propone un nuevo modelo atómico, en el que establece que el átomo

tiene un núcleo central donde se concentra la masa y es de carga positiva, y girando alrededor de éste se

encuentran los electrones, como un pequeño sistema planetario, tal y como se aprecia en la animación

siguiente:


37

En principio, el modelo de Rutherford, contradecía las leyes

electromagnéticas de Maxwell, las cuales establecían que

las cargas de signos contrarios se atraen, además de que

una carga eléctrica en movimiento debería emitir energía

continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría

un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la

materia se destruiría.

Así mismo, no podía explicar las diferencias de masa

existentes entre los diferentes elementos, por lo que propusieron la existencia de una tercera partícula, el

neutrón, descubierto por James Chadwick en 1932 al bombardear una lámina de berilio, y a la que dio ese

nombre debido a su naturaleza neutra (Brady, 2003).

Sin embargo, a principios de la década de 1900, los científicos habían observado que ciertos elementos

emiten luz visible al ser calentados con una llama. El análisis de la luz emitida reveló que el comportamiento

químico de un elemento se relacionaba con el ordenamiento de los electrones en sus átomos.

Antes de continuar, recordemos que la luz visible es un tipo de radiación electromagnética, como los son los

rayos X, las ondas de radio, los microondas, infrarrojos y rayos gamma, como se muestra en la figura del

espectro electromagnético.

Figura 5. Espectro electromagnético

Como sabemos, la luz viaja en forma de ondas, las cuales están compuestas de crestas y valles, que

presentan una serie de características como longitud de onda, frecuencia, amplitud y velocidad. La longitud

de onda, representada por , se mide de cresta a cresta o de valle a valle y, usualmente se expresa en

metros, centímetros o nanómetros . La frecuencia, , es el número de ondas que

pasa por un punto dado en un segundo, “ondas por segundo” o . La amplitud de una onda, se

refiere a la altura de la onda desde el origen hasta una cresta o valle (Holum, 2009).


38

Figura 6. Esquema de una onda electromagnética

Las ondas electromagnéticas, viajan a una velocidad de en el vacío. Debido a que la

velocidad de la luz es un valor universal importante, tiene su propio símbolo: . Por lo que la velocidad de la

luz es el producto de su longitud de onda por su frecuencia .

Cada una de los elementos emite una radiación característica que lo identifica, a una cierta longitud de

onda. Dichas radiaciones son descompuestas en otras radiaciones para su estudio, dando lugar a los

espectros atómicos. El espectro consiste en un conjunto de líneas paralelas que corresponden cada una a

una longitud de onda.

Figura 7. Espectro de absorción y emisión

Al estudiar el espectro de emisión del átomo de hidrógeno, se pudo apreciar que era discontinuo; es decir,

está constituido sólo por ciertas frecuencias de luz, lo cual no pudo explicar el modelo de Rutherford.


39

En el año de 1913, un científico danés llamado Niels Bohr, basándose en los trabajos de Rutherford, propuso

un modelo cuántico para el átomo de hidrógeno, que explicaba claramente su espectro. Este modelo

establecía una serie de principios, entre los que destacan:

1. El electrón se mueve en una órbita circular alrededor del núcleo, obedeciendo las leyes de la mecánica

clásica.

2. Si el electrón se mueve en una órbita permitida, no radia energía. La energía del átomo se mantiene

constante.

3. Un átomo radia energía cuando el electrón cambia de una órbita permitida a otra.

Por lo tanto, si un electrón pasa de una órbita a otra más cercana al núcleo, emite una onda

electromagnética cuya energía es igual a la pérdida de energía del electrón al realizar el salto. Es decir, para

que un electrón salte de una órbita más cercana al núcleo, donde su energía vale , a otra más alejada,

donde su energía vale , debe absorber una cantidad de energía igual a su diferencia:

Con el modelo de Bohr se pudo explicar la formación

de las líneas del espectro de absorción del hidrógeno.

Figura 8. Líneas espectrales del Hidrógeno.

Por su parte, Johann Balmer descubrió una ecuación

que describe la emisión y absorción del espectro del

átomo de hidrógeno (como se aprecia en la figura 9):


40

Figura 9. Series espectrales de Balmer

El modelo atómico de Bohr permitía explicar perfectamente el espectro del átomo de hidrógeno y encajaba

perfectamente con las experiencias de Rutherford. Pero los avances técnicos en los espectroscopios pronto

harían ver que era necesario ampliar el modelo.

La línea roja en el espectro atómico es causada por el salto del electrón de la tercera a la segunda órbita

La línea verde azulada en el espectro atómico es causada por electrones saltando de la cuarta a la segunda órbita.

La línea azul en el espectro atómico es causada por electrones saltando de la quinta a la segunda órbita.

La línea violeta en el espectro atómico es causada por electrones saltando de la sexta a la segunda órbita.


41

Actividad 4. Principales teorías atómicas

Con la información revisada hasta este momento y con la ayuda de libros e Internet, realiza, de manera

individual y junto con tus compañeros de equipo, un resumen de las principales teorías atómicas, sus

aportaciones y limitaciones.

Trabajo individual

Una vez que revisaste los principales modelos atómicos, realiza lo siguiente:

1. Analiza y selecciona la información más importante, indicando las aportaciones y limitaciones de

cada uno de ellos.

*Puedes completar la información revisando los libros sugeridos en la bibliografía.

Trabajo colaborativo

El (la) Facilitador(a) se encargará de asignarte el equipo con el que trabajarás.

1. Realicen un resumen en la wiki, acerca de los modelos atómicos señalando el nombre del

investigador, aportaciones y limitaciones.

2. Por equipo, redacten una conclusión en la que indiquen el modelo que consideren más importante

y argumenten sus razones.

*Cuiden que su redacción sea clara y sin errores ortográficos.

Actividad 5. Contaminantes ambientales

1. Investiga cuáles son los principales contaminantes del aire, así como las reacciones químicas que les

dan origen. Indica los principales efectos que causan al ambiente y los seres vivos.

2. Utilizando alguno de los modelos atómicos representa cada uno de los contaminantes, al igual que

sus reacciones.

3. Realiza una tabla en Word o Excel en la que incluyas toda la información antes señalada.

4. A manera de comentario, responde ¿cuál ha sido la importancia de la evolución de los modelos

atómicos?


42




6. Envíalo a tu Facilitador(a) y espera la retroalimentación, efectúa los cambios necesarios y sube

nuevamente tu documento.

2.1.3. Propiedades y características del átomo (número atómico, masa atómica e

isótopos)

Recordemos que los elementos son sustancias puras que no pueden ser descompuestas en otras más

sencillas, y por lo tanto contienen un sólo tipo de átomos. La composición estructural de cada tipo de átomo

define las propiedades físicas y químicas características de cada sustancia. Por ello, es importante conocer la

estructura atómica de cada elemento.

Debido a que la naturaleza de los átomos al encontrarse en estado elemental es neutra, es decir, no

contiene cargas eléctricas, es fácil deducir que contiene el mismo número de protones y electrones. Así, el

potasio contiene 19 protones y por lo tanto 19 electrones. A este número de protones o electrones se

ha denominado número atómico (Holum, 2009).

Por otra parte, como toda la materia, las partículas también tienen masa, pero ésta es tan pequeña que

manejarla en la escala de gramos sería complicado, por lo que los químicos han creado una unidad especial

llamada unidad de masa atómica . Esta unidad permite expresar en forma más sencilla las masas de

protones, neutrones y electrones. Como podrás apreciar en la tabla 1, los protones y los neutrones tienen

una masa real muy cercana, y por convención a esta cantidad se le ha asignado el valor de 1.0 uma;

mientras que el electrón tiene una cantidad tan pequeña ( veces la masa del protón), que su valor

no modifica considerablemente la masa relativa de los átomos. Por lo tanto, la masa de un átomo va a estar

determinada por el número de protones y neutrones (Dingrando, 2003). A la suma de protones y neutrones

se le conoce como número de masa del átomo.

Partícula

subatómica

Masa real Masa relativa

(uma)

Protón 1

Neutrón 1

Electrón 0

Tabla 1. Masas reales y relativas de las partículas subatómicas


43

Por ejemplo, retomando los conceptos de número atómico y número de masa, tenemos que:

El sodio con número atómico 11 y número de masa 23, contiene: 11 protones, 11 electrones y 12

neutrones.

El calcio cuyo número atómico y número de masa son 20 y 40, respectivamente, contiene: 20

protones, 20 electrones y 20 neutrones.

El número atómico y el número de masa son características que definen las propiedades físicas y químicas

de los elementos, como veremos más tarde.

A pesar de que todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones y electrones, su

número de neutrones puede variar. Por ejemplo, existen tres tipos de átomos para el hidrógeno; los tres

tienen un número atómico 1 y poseen 1 protón (y por tanto un electrón); sin embargo, el primero de ellos

tiene un número de masa 1, el segundo 2 y el tercero 3 (figura 10). Estos átomos con el mismo número de

protones y electrones pero con diferente número de neutrones se denominan isótopos. El primer isótopo

del hidrógeno, llamado protio, tiene sólo un protón en cada átomo y no tiene neutrones. El segundo

isótopo, llamado deuterio tiene un protón y un neutrón. Finalmente, el tercer isótopo contiene 1 protón y 2

neutrones (Chang, Química, 2007).

Figura 10. Isótopos del hidrógeno

De igual manera, los isótopos del litio contienen 3 protones y 3 electrones de acuerdo con su número

atómico, y varían en su número de neutrones, tal y como se aprecia en la figura 11.


44

Figura 11. Isótopos del litio

En la naturaleza los elementos se encuentran constituidos por átomos de sus diferentes isótopos, por lo que

para determinar su masa real se debe considerar el porciento de abundancia de cada uno de ellos. Por

ejemplo, la masa real del cloro es de 35.453 uma. El cloro existe de manera natural como una mezcla de

aproximadamente 75% del isótopo cloro- 35 y 25% del isótopo cloro-37. La masa real de un átomo de cloro

se calcula sumando los productos de porciento de abundancia de cada isótopo multiplicado por su masa

atómica relativa (Chang, Química, 2006), como se muestra en la figura 12.

Figura 12. Calculo de la masa relativa del cloro, de acuerdo al porciento de abundancia de sus isótopos en la naturaleza

Esta masa real del átomo es lo que se conoce como masa atómica. Afortunadamente para nosotros, las

masas atómicas de los elementos existentes ya están dadas y se encuentran reportadas en la tabla

periódica, que más adelante revisaremos.

El estudio de los isótopos, especialmente los radiactivos, ha traído grandes beneficios a la humanidad, tales

como la detección y tratamiento de algunas enfermedades como el cáncer. Ahora te invitamos a realizar las

siguientes actividades para ahondar un poco más en el tema.


45

Actividad 6. Partículas subatómicas

Retomando los conceptos de número atómico y número de masa, indica el número de electrones, protones y neutrones, en los átomos de los elementos.

A continuación, efectúa lo que se te solicita:

1. Tu Facilitador(a) te hará llegar una serie de elementos, de los cuales tendrás que indicar su número

atómico, masa atómica, número de protones, electrones y neutrones.

2. Realiza una tabla en Word o Excel, describiendo el símbolo, número atómico, masa atómica y

número de protones, electrones y neutrones.




4. Al finalizar envía tu documento a tu Facilitador(a) y espera su retroalimentación.

Actividad 7. Utilidad actual de los isótopos

Participa en el foro, indicando la importancia y aplicaciones de los isótopos en la vida actual.

1. Descarga el documento Las aplicaciones de la radiactividad.

2. Lee detenidamente el capítulo IX: Las aplicaciones de la radiactividad.

3. Posteriormente participa en el foro, indicando la importancia y aplicaciones de los isótopos en la

vida actual. ¿Te imaginas nuestro planeta sin el descubrimiento de estos elementos? ¿Cómo sería?

4. Señala la importancia que ha tenido el desarrollo del conocimiento en los avances tecnológicos.



*Tu Facilitador(a) retroalimentará tu participación.

6. Consulta la Rúbrica de foro para conocer cómo se evaluará tu participación.

2.2. Teoría cuántica

Hasta este momento podríamos pensar que el átomo está constituido básicamente de un núcleo y tres

partículas subatómicas, tal y como lo estableció Bohr a principios del siglo XX (Dingrando, 2003). Sin


46

embargo, este modelo no responde del todo al comportamiento de las sustancias, ya que funcionaba

perfectamente para explicar el átomo de hidrógeno, más no así otros elementos.

Para comprender la distribución de los electrones en el modelo actual del átomo, se revisarán a lo largo de

este tema los trabajos de algunos investigadores que contribuyeron al desarrollo del mismo; se analizará la

forma en la que los electrones se distribuyen en los diversos niveles y subniveles del átomo, mediante la

realización de configuraciones electrónicas.

Bohr establecía que los electrones se localizaban en niveles de energía bien definidos, lo que contradecía las

evidencias experimentales, pues en aquella época se conocían los espectros de absorción y emisión de

algunos elementos, que reflejaban claramente que los electrones de un mismo nivel poseían diferentes

energías. Para explicar este fenómeno, Sommerfeld, en el año de 1915, realiza algunas mejoras al modelo

apoyándose en la teoría relativista de Albert Einstein. Sommerfeld llega a la conclusión de que no sólo

existen niveles de energía en el átomo, sino también subniveles, lo que explicaba la variación de energía de

los electrones (Chang, Química, 2007).

Figura 13. Modelo atómico de Bohr-Sommerfeld

Sin embargo, aún con las afirmaciones de Sommerfeld no se podía demostrar experimentalmente la

distribución de los electrones en el átomo. Esto, toda vez que al estar viajando en órbitas de energía bien

definidas, se podría conocer simultáneamente la posición y velocidad del electrón, lo cual resultaba

imposible (principio de incertidumbre de Heisemberg).

En el año de 1926, el físico austriaco Erwin Schrödringer (1887-1961), basándose en los trabajos de Luis De

Broglie sobre la dualidad de la materia, dedujo una ecuación que trataba al electrón como onda y no como

partícula. La ecuación de onda de Schrödringer es demasiado compleja y todas sus soluciones se conocen

como función de onda. Lo más importante es que la solución de la función de onda da como resultado un


47

espacio particular alrededor del núcleo en la que se puede localizar al electrón, una región tridimensional

llamada orbital atómico o subnivel de energía (Dingrando, 2003).

2.2.1. Orbitales atómicos y números cuánticos

Debido a que el límite de un orbital atómico es confuso y no tiene un tamaño exactamente definido, sus

áreas se han calculado con base en el 90% de probabilidad de localizar al electrón en esa región. En otras

palabras, el electrón pasa 90% de su tiempo dentro del espacio definido y 10% fuera de él.

Para describir la distribución de los electrones, la mecánica cuántica precisa de cuatro números cuánticos.

Estos números se derivan de la solución matemática de la ecuación de Schrödringer, y son: el número

cuántico principal , el número cuántico azimutal o del momento angular , el número cuántico

magnético y el número cuántico de spín . Los primeros tres números describen a los orbitales

atómicos e identifican a los electrones que están dentro, y el cuarto número describe el comportamiento de

los electrones en los átomos (Dingrando, 2003).

El número cuántico principal establecido por Bohr, nos indica el nivel de energía en el que se localiza el

electrón; puede tomar valores enteros de 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7.

El número cuántico azimutal o del momento angular expresa el subnivel de energía o “forma” de los

orbitales. Los valores de dependen del valor del número cuántico principal, . Para cierto valor de ,

tiene todos los valores enteros posibles desde 0 hasta . , el valor de será 0, ya que

. Si , puede tomar los valores 0 y 1. Si , puede tener tres valores: 0, 1 y

2. El valor de se designa con las letras (sharp), (principal), (diffuse) y (fundamental).

Valor de 0 1 2 3

Nombre del

orbital

Cada uno de los valores de representa una forma del orbital y su orientación en el espacio, es decir,

cuando sólo existe una posible forma y orientación del orbital, que es la esférica. Cuando ,

existen tres posibles formas y orientaciones del orbital; cuando las orientaciones se incrementan a 5,

así como sus formas; y finalmente, si , las formas y orientaciones se incrementan a 7, tal y como se

muestra en la figura 14.


48

Figura 14. Formas de los orbitales atómicos s, p y d

El número cuántico magnético describe la orientación del orbital en el espacio. Dentro de un subnivel,

el valor de depende del valor que tenga el número cuántico del momento angular, . Los valores de ,

serán de , pasando por cero hasta . Es decir, si vale 0, ; pero si toma el valor de 1, tendrá

los valores , 0, .

El número cuántico de espín indica el giro del electrón, ya que dos electrones pueden estar juntos en un

orbital sólo cuando giran en sentidos opuestos; esto permite anular sus campos magnéticos y no repelerse

debido a sus cargas eléctricas. Los valores de s, pueden ser: y .

2.2.2. Configuraciones electrónicas

Retomando los postulados de la teoría cuántica, sabemos ahora que el átomo contiene niveles y subniveles

de energía (orbitales atómicos). Cada nivel de energía, como lo estableció Bohr, con su número cuántico

principal, tiene capacidad para un número específico de electrones de acuerdo con la fórmula , como se

muestra a continuación:

Nivel de energía

(valor de )

Capacidad de

electrones

Subniveles de

energía

Forma de

orbitales

1 2 1 2 8 4 3 18 9 4 32 16


49

Y como cada orbital sólo tiene cabida para dos electrones, el nivel 1 requiere de un orbital s para acomodar

sus dos electrones; el segundo nivel requiere 4 orbitales (uno y tres ) para alojar a 8 electrones; el tercer

nivel 9 orbitales (uno , uno y uno ); el cuarto nivel 16 orbitales (uno , uno , uno y uno ), y así

sucesivamente (Hein, 2010).

Para comprender mejor el acomodo de los electrones en el átomo, se han establecido las configuraciones

electrónicas, las cuales muestran la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles y

subniveles de energía.

El orden en el que se van llenando los niveles y subniveles de energía es:

Como se puede apreciar, no hay un orden sistemático, ya que existe traslape de algunos niveles y subniveles

de energía y por tanto de sus orbitales atómicos como ocurre con y . Sin embargo, para hacer simple

el llenado de los orbitales se ha establecido un esquema denominado regla de las diagonales (figura 15);

para ello se debe seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en ; siguiendo la flecha se podrá

ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta (Hein, 2010).

Figura 15. Regla de las diagonales

Por lo tanto, para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

Conocer el número atómico del elemento.

Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano

al núcleo .

Respetar la capacidad máxima de cada orbital .


50

Para ejemplificar esto, tomemos al litio; este elemento tiene un número atómico igual a y por lo

tanto contiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor energía con dos electrones que

tendrán distinto espín . El electrón restante ocupará el orbital , que es el siguiente con menor energía,

resultando la configuración electrónica siguiente:

En ésta, el coeficiente representa el valor de (nivel de energía), la letra el valor de , el subnivel y forma

del orbital (forma ) y los exponentes al número de electrones (figura 16).

Figura 16. Significado de las configuraciones electrónicas

Veamos otros ejemplos: el calcio y el bromo con números atómicos 20 y 35, respectivamente, tendrían las

siguientes configuraciones electrónicas:

Cada uno de los electrones se va acomodando en los orbitales de los diferentes niveles y subniveles de

energía, de tal manera que el átomo se va formando de capas y capas de áreas energéticas que cubren al

núcleo (figura 17).


51

Figura 17. Modelo mecánico cuántico del átomo

Comparemos ahora la configuración electrónica de los elementos con números atómicos de 1 a 4:

Como te habrás dado cuenta, al incrementarse el número atómico también lo hace el número de

electrones. De tal manera, la configuración electrónica de un átomo a otro varía en un electrón. A este

electrón se le conoce como electrón diferencial, ya que diferencia un átomo de otro al variar el número

atómico; dicho de otra manera, es el último electrón que se va agregando al construir la configuración

electrónica del átomo siguiente (Chang, Química, 2007).

Actividad 8. Configuraciones electrónicas

En esta actividad desarrollarás configuraciones electrónicas de diversos elementos, indicando los electrones

de valencia, el nivel y subnivel de energía en el que se localizan.

1. El Facilitador(a) te proporcionará una serie de 10 elementos, de los cuales investigarás su número

atómico.

2. Con base en el número atómico de cada elemento y aplicando la regla de las diagonales, desarrolla

la configuración electrónica de cada uno de ellos.

3. Indica el nivel y subnivel en el que se localizan los electrones de valencia, así como su número.




5. Al finalizar la actividad envía tu archivo al (la) Facilitador(a) y espera su retroalimentación.


52

2.3. Tabla periódica

Al mismo tiempo que se elucidaba la estructura de los átomos, se descubrían nuevos elementos. A

principios del siglo XIX, la cantidad de elementos era tal que muchas veces resultaba difícil su estudio, por lo

que era necesario encontrar un sistema que permitiera ordenarlos y clasificarlos de acuerdo con sus

características.

En este tema se revisan los trabajos que permitieron el ordenamiento de los elementos en la tabla

periódica, así como las características de este documento para describir las propiedades físicas y químicas

de las sustancias.

Muchos fueron los intentos para clasificarlos, pero en 1869 el ruso Dimitri Mendeleiev y el alemán Lothar

Meyer, publicaron en forma independiente ordenamientos periódicos de los elementos con base en sus

masas atómicas, observando que esta clasificación permitía agrupar a los elementos con propiedades físicas

y químicas semejantes. Sin embargo, la tabla no era del todo correcta. Ordenar los elementos por masa

atómica originó que varios de ellos se colocarán en grupos con propiedades diferentes. En el año de 1913, el

químico inglés Henry Moseley descubrió que los átomos de cada elemento tienen un número único de

protones en sus núcleos, siendo el número de protones igual al número atómico del átomo (Chang,

Química, 2006). Al organizar los elementos en orden ascendente de número atómico y no en orden

ascendente de masa atómica, como lo había hecho Mendeleiev y Meyer, se solucionaron los problemas de

ordenamiento de los elementos, lo cual dio origen a la actual tabla periódica (figura 18).


53

Figura 18. Tabla periódica de los elementos.

Este nuevo ordenamiento de la tabla periódica permitió clasificar a los elementos de acuerdo con sus

propiedades físicas y químicas semejantes.

De manera general agrupa a los elementos en metales y no metales, localizando a los metales del lado

izquierdo y a los no metales en el derecho. En la tabla periódica se aprecia esta separación mediante una

línea escalonada que va del boro al astato. Los elementos cercanos a esta línea tienen características de

ambos grupos por lo que se han denominado metaloides. El único elemento que sale de esta primera

clasificación es el Hidrógeno, el cual es un gas y se encuentra del lado de los metales en la tabla periódica,

esto obedece a que sus propiedades químicas son semejantes a este grupo (Dingrando, 2003).

2.3.1. Clasificación periódica de los elementos (familias y períodos)

De igual manera, la tabla periódica ordena a los elementos en columnas verticales llamadas grupos o

familias y en filas horizontales llamados períodos.


54

Los elementos que pertenecen a un grupo o familia están agrupados de esta manera ya que contienen el

mismo número de electrones en el nivel y subnivel de energía más externos; a estos electrones se les

conoce como de valencia y son estos los que determinan de forma preponderante la química de un átomo.

Puesto que todos los elementos de un mismo grupo de la tabla periódica tienen el mismo número de

electrones de valencia, su comportamiento químico es muy parecido. Por ejemplo, todos los elementos del

Grupo IA tienen la estructura electrónica externa , y por tanto un electrón de valencia (Holum, 2009).

Varios de los grupos de la tabla periódica tienen nombres por familia, debido a su comportamiento químico

característico o a su utilidad. Por ejemplo, los miembros del grupo , se conocen como metales alcalinos;

los del grupo , metales alcalinotérreso, etc., como se muestra en la tabla2.

Grupo Nombre Elementos

Metales alcalinos Metales alcalinotérreos Pnicógenos (“formadores de gases sofocantes”) Calcógenos (“formadores de yeso”) Halógenos (“formadores de sal”) Gases nobles (gases inertes o gases raros) Metales de acuñación

Tabla 2. Nombres de algunas familias de la tabla periódica de acuerdo a sus propiedades químicas y usos (Brown, 1991)

De manera contraria, las propiedades de los elementos varían en un período. Como ya mencionamos, los

elementos se dividen en dos categorías: metales y no metales. De izquierda a derecha, a lo largo de

cualquier período, las propiedades físicas y químicas de los elementos cambian en forma gradual de

metálicas a no metálicas (Hein, 2010).

2.3.2. Propiedades periódicas

Como te habrás dado cuenta, las propiedades de los elementos varían en un período y se vuelven a repetir

o son semejantes al regresar al grupo o familia; a este acomodo se le conoce como periodicidad (Brady,

2003), y a ello obedece el nombre de tabla periódica. Para conocer mejor las propiedades y

comportamiento de los elementos, se estudian sus propiedades periódicas; en nuestro caso nos


55

centraremos en las relacionadas con los electrones, ya que como recordarás es la base de la química de los

átomos.

Cada átomo atrae a sus electrones con diferente fuerza hacia su núcleo. De primera instancia, podríamos

pensar que al incrementarse el número de orbitales, el tamaño de los átomos lo haría de igual manera; sin

embargo, esto no es así. Se ha observado que el radio atómico disminuye al incrementarse el número

atómico en un período, y en una familia crece al desplazarnos hacia abajo (figura 19).

Figura 19. Variación de radio atómico en grupos y períodos

Este hecho nos lleva a deducir que los electrones periféricos están más expuestos en los metales, que en los

no metales. Es decir, los metales tienden más fácilmente a perder sus electrones de valencia que los no

metales. Dicho de otra manera, la energía necesaria para arrancar un electrón de un metal será menor que

la utilizada en un no metal (Brady, 2003). Esta propiedad periódica se conoce como electronegatividad, y se

define como la medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones. Como es de

esperarse, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a través de un período de la tabla, y en

cada grupo, disminuye al aumentar el número atómico (Dingrando, 2003). Los valores de electronegatividad

(figura 20) fueron dados por Linus Pauling en el año de 1932, y nos ayudan a predecir y comprender algunas

de las propiedades de las sustancias.


56

Figura 20. Valores de electronegatividad establecidos por Linus Pauling

Finalmente podemos decir que los átomos de los elementos menos electronegativos tenderán a perder

electrones respecto a los elementos más electronegativos, los cuales tenderán a ganarlos. De manera

general, los metales adquirirán cargas positivas al perder sus electrones y los no metales, cargas negativas al

adquirirlos. Esta carga eléctrica adquirida, al ganar o perder electrones, es lo que se conoce como número o

estado de oxidación (Kotz, 2005). De manera general, los elementos de un grupo o familia tenderán a ganar

o perder el mismo número de electrones, ya que tienen igual número de electrones de valencia, y por tanto

adquirirán la misma carga eléctrica o número de oxidación (figura 21).

Figura 21. Números de oxidación más comunes de los elementos de acuerdo a su electronegatividad

La tabla periódica (figura 21), cuyo ordenamiento de los elementos se basa en su número atómico, se ha

convertido en una herramienta significativa para el trabajo de los químicos, pues permite comprender y

pronosticar las propiedades de los elementos, y conocer su estructura atómica. Por ejemplo, al analizar los

elementos que constituyen una sustancia química, fácilmente podemos deducir sus propiedades al

ubicarlos en la tabla periódica. El cloruro de sodio o sal común, está constituido por los elementos

sodio y cloro; el primero se ubica en el grupo , es un metal y es un elemento de baja electronegatividad

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 1+ 2+ 3+ 4+ 3- 2- 1- H 4- Li Be B C N O F

Na Mg Al Si P S Cl K Ca Ga Ge As Se Br

Rb Sr In Sn Sb Te I Cs Ba Tl Pb Bi Po At Fr Ra


57

que tenderá a perder electrones; por el contrario, el cloro es un no metal que se ubica en el grupo y es

un elemento muy electronegativo que ganará electrones (figura 13). Por lo tanto, el sodio tendrá un

número de oxidación y el cloro .

Actividad 9. Uso de la tabla periódica

Para esta actividad retomarás las fórmulas químicas de los contaminantes del aire e indicarás el período y

grupo o familia a la que pertenece cada uno de los elementos constituyentes, la naturaleza metálica o no

metálica, así como su valor de electronegatividad.

1. En un archivo de Word o Excel, elabora una tabla de datos en la que se indiquen las fórmulas de los

contaminantes del aire.

2. Indica cada uno de los elementos que integra la fórmula de los diferentes contaminantes

ambientales.

3. Haciendo uso de la tabla periódica, señala de cada elemento: la familia, periodo, naturaleza

metálica o no metálica y el valor de electronegatividad que les corresponde.

4. A manera de conclusión, responde, ¿cuál es la importancia de utilizar adecuadamente la tabla

periódica, así como la información contenida en ella?




6. Envíalo a tu Facilitador(a) y espera la retroalimentación, efectúa los cambios necesarios y sube

nuevamente tu documento.

Autoevaluación

Es momento de comprobar los conocimientos y las habilidades desarrolladas con el estudio de esta unidad. Para ello, contesta la autoevaluación que se te presenta.

Evidencia de aprendizaje

Información. Selección y planteamiento del Proyecto de investigación: Cuidando el medio ambiente.


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Al finalizar la asignatura deberás entregar un proyecto de investigación, el cual debe estar relacionado con alguno de los siguientes temas:

Convertidor catalítico

Biocombustible

Tratamiento del aceite de cocina 1. El primer avance del proyecto consta de la Selección y Planteamiento del Proyecto. Realiza lo

siguiente:

Elige uno de los tres proyectos que se proponen.

Justifica el tema del proyecto que elegiste. *Argumenta tu justificación e incluye la bibliografía que utilices.

2. Una vez que hayas argumentado por qué elegiste alguno de los temas, efectúa lo que se indica a

continuación:

Realiza en un archivo de Word un reporte de tu proyecto, desarrollando los apartados siguientes:

o Título o Objetivo o Justificación del proyecto o Marco teórico

-Utilizar mínimo tres autores que sustenten tu trabajo. Estos deben ser tomados de libros, revistas o páginas Web (respaldadas por instituciones educativas o de investigación). -Incluir la bibliografía en formato APA.

*El (la) Facilitador(a) indicará el formato para presentar el reporte del proyecto.

3. Guarda tu reporte con el nombre QUI_U2_EU_XXYZ. Sustituye las XX por las primeras dos letras de tu

primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu archivo no debe pesar más de 4 MB.

4. Envía tu documento a tu Facilitador(a) para obtener la retroalimentación correspondiente. 5. Consulta la Escala de evaluación para conocer los criterios de evaluación de la evidencia de aprendizaje.

Cierre de la Unidad

A lo largo de esta Unidad revisamos cómo se elucida la estructura del átomo, cómo sus modelos se fueron

modificando hasta llegar al mecánico cuántico, el cual explica el comportamiento de los elementos y cómo


59

de esta manera, se pudo realizar el ordenamiento de los mismos a través de la tabla periódica. Este

documento que agrupa a los elementos en metales y no metales, en grupos o familias o periodos, nos

permite conocer y aplicar las propiedades físicas y químicas de los elementos, para explicar el

comportamiento de todos los materiales que nos rodean, inclusive para realizar investigaciones más a

fondo de la materia.

Para saber más…

Si deseas conocer más sobre la utilidad de los isótopos… Te sugerimos leer los libros: Una ojeada a la

materia del Dr. Aguilar Sahagún y La radiactividad de la Dra. Bulbulian; ambos editados por el Fondo de

Cultura Económica, los cuales te ayudarán a comprender mejor la estructura de la materia.

Fuentes de consulta

Aguilar Sahagún, G., Salvador, C. J., & Flores Valdés, J. (1997). Una ojeada a la materia. México, Fondo de

Cultura Económica.

Brady, J. E. (2003). Química Básica principios y estructura. México, Limusa Wiley.

Bulbulian, S. (1996). La radiactividad. México, Fondo de Cultura Económica.

Chang, R. (2006). Química. México, Mc Graw-Hill.

Chang, R. (2007). Química. China, McGrawHill.

Choppin, G. R., & Summerlin, L. R. (2004). Química. México, Mexico Publicaciones Culturales.

Dingrando, L. e. (2003). Química materia y cambio. Colombia, McGrawHill.

Hein, M. y. (2010). Fundamentos de Química . México, Cengage Learning.

Holum, J. (2009). Fundamentos de Química General, Orgánica y Bioquímica para ciencias de la salud.

México, Limusa Wiley.

Kotz, J. C. (2005). Química y reactividad química. México, Thomson Learning.


60

Propósito

En la presente Unidad revisarás los principales tipos de enlace que mantienen unidos a los átomos que

forman los diversos compuestos y moléculas y, con base en ellos, podrás predecir algunas de sus

propiedades físicas y químicas. También establecerás el nombre de los compuestos, reconociendo su

composición química y aplicando las reglas de nomenclatura establecidas por la Unión Internacional de

Química Pura y Aplicada (IUPAC).


Determina el tipo de enlace para identificar las propiedades de compuestos químicos de su entorno con

base en las reglas de nomenclatura básica inorgánica.


En la Unidad 1, aprendimos que todo lo que nos rodea es materia, y que la materia está constituida por

átomos y estos a su vez por partículas subatómicas como el protón, el neutrón y el electrón. Este último es

el responsable de las propiedades químicas de los elementos, y por tanto, de la formación de compuestos y

moléculas.

En la actualidad se conocen una gran cantidad de compuestos, pero alguna vez te has preguntado:

¿Qué es lo que mantiene unidos a los átomos?

¿Por qué se unen los átomos?

¿Qué hace que los compuestos sean diferentes?

Para responder a éstas y otras interrogantes, a lo largo de esta Unidad analizarás la forma en la que se

enlazan los átomos y cómo de acuerdo con el tipo de unión establecida es que se presentan las propiedades

físicas y químicas. De igual manera, determinarás la forma en que se nombran los compuestos, de acuerdo

con su composición y tipo de enlace, según las reglas establecidas por la química.

http://es.wikipedia.org/wiki/IUPAC



61

3.1. Tipos de enlace

¿Alguna vez has confundido algunas sustancias, como el alcohol y agua?, probablemente sí, ya que ambas

presentan una apariencia física muy similar. Y, ¿por qué serán tan diferentes en sus características

químicas? Algo que nos ayudará a descubrir este misterio será, en primera instancia, conocer la

composición química de cada una de las sustancias y posteriormente, la forma en que están unidos sus

átomos. Estas dos características nos ayudarán a comprender mejor sus diferencias.

Hoy día, tenemos claro que la fuerza que mantiene unidos a los átomos se denomina enlace químico. Pero,

¿cómo se realiza esta unión?

Con el desarrollo de la tabla periódica se dio un avance importante en la comprensión de la unión de los

átomos para la formación de moléculas y compuestos. Recordemos que los electrones son la base de las

propiedades químicas de los elementos, es decir, cuando un átomo reacciona con otro lo hace mediante la

interacción de sus electrones más externos, los electrones de valencia. Estos electrones son los que se

ubican en el nivel de energía más alto, por ejemplo, el sodio (Na) y el flúor (F) con números atómicos 11 y 9,

tienen uno y siete electrones de valencia, respectivamente, como se aprecia en sus configuraciones

electrónicas:

Los electrones de valencia son los que interactúan en la unión de los átomos. Por ello, los químicos

utilizamos una simbología de puntos o cruces que identifican a cada uno de los elementos con sus

electrones de valencia; a estos se les conoce como símbolos de Lewis. En el caso del litio y el flúor sus

símbolos de Lewis serían:

11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 1 electrón de valencia

9F = 1s2 2s2 2p5 7 electrones de valencia


62

Como vimos en la unidad anterior, los elementos están agrupados en familias debido a que tienen

propiedades físicas y químicas muy parecidas, de tal manera que sus configuraciones electrónicas terminan

en forma semejante y, por lo tanto, tienen el mismo número de electrones de valencia. Los elementos de un

grupo familia serán representados de igual manera como se aprecia en la tabla 1.

Tabla 1. Símbolos de Lewis por familia, de acuerdo con su número de electrones de valencia.

Como mencionamos anteriormente, un enlace químico se realiza cuando los electrones de valencia de los

átomos interactúan, de tal manera que dependiendo de la naturaleza del elemento se puede dar una

ganancia o pérdida de estos electrones, hasta completar ocho en su nivel más alto de energía. Esto se

conoce como regla del octeto de Lewis.


63

Veamos nuevamente el ejemplo del sodio (Na) y del flúor (F): el sodio tiene un electrón de valencia y para

completar ocho requiere de otros siete, por lo que este elemento tenderá a perder ese electrón; por el

contrario el cloro tiene siete electrones y sólo requiere de uno más, para completar sus ocho, esto lo hace

ganando un electrón.

11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1

9F = 1s2 2s2 2p5

11Na1+ = 1s2 2s2 2p6

9F1- = 1s22s2 2p6

Ahora, ambos elementos

tienen 8 electrones en su

nivel más alto de energía

Los elementos al combinarse pierden o ganan electrones adquiriendo la configuración electrónica de un gas

noble. Estos gases no reaccionan fácilmente, porque tienen una configuración electrónica muy estable, y se

conocen pocos compuestos de estos elementos.

11Na1+ = 1s2 2s2 2p6

9F1- = 1s2 2s2 2p6

10Ne = 1s2 2s2 2p6

10Ne = 1s2 2s2 2p6

El sodio adquiere la

configuración electrónica del

neón, al igual que el flúor

Un átomo al perder o ganar electrones formará iones positivos o negativos. Así, un átomo que ha perdido

electrones tendrá una carga positiva (catión), y un átomo que ha ganado electrones tendrá una carga

negativa (anión).

Figura 1. Formación de iones


64

Como se aprecia en la figura 1, el átomo de litio se convierte en una partícula con carga positiva (catión) al

perder su electrón de valencia; mientras que el átomo de flúor al ganar un electrón adquiere una carga

negativa (anión).

Si ubicamos a ambos elementos en la tabla periódica, encontraremos que el litio se localiza en el grupo IA y

el flúor en el grupo VIIA, el primero es un metal y el segundo un no metal, y de acuerdo con su valor de

electronegatividad, tendremos que el flúor es más electronegativo que el sodio.

¿Qué puedes deducir de estas observaciones? ¿Los metales, ganan o pierden electrones? Y viceversa, ¿los

no metales, ganan o pierden electrones?

Figura 2. Valores de electronegatividad para los elementos de la tabla periódica

Por tanto, los elementos más electronegativos (no metales) tenderán a ganar electrones y los elementos

menos electronegativos o electropositivos (metales) perderán electrones.

Hoy sabemos que las propiedades de los compuestos dependen en gran medida de la naturaleza de los

elementos que lo constituyen, pero también del tipo de enlace que establecen. Esto hace que el estudio de

los enlaces químicos sea de gran importancia para comprender mejor el comportamiento de la materia.

Para ello, los enlaces químicos se han clasificado en tres categorías: iónico, covalente y metálico. Pero,

¿cómo se forman?, ¿qué característica tiene cada uno de ellos?, ¿qué propiedades le confieren a sus

compuestos?


65


Este foro tiene la finalidad de que compartas tus dudas de la asignatura, de manera general.


5. Expresa las dudas que te hayan surgido acerca de los temas relacionados con la asignatura.

6. Comparte en todo momento, tus inquietudes relacionadas con la materia.

*Recuerda que el foro permanecerá abierto a lo largo de toda la asignatura.

7. Comenta, por lo menos, dos de las aportaciones hechas por otros de tus compañeros (as), y a partir

de sus respuestas busca mejorar, complementar o corregir su aportación.


Antes de analizar los tipos de enlace, realiza la siguiente actividad:

Actividad 2. Foro: ¿Qué diferencia a las sustancias?

Realiza el experimento y observa el comportamiento que presentan el azúcar y la sal; posteriormente

participa en el foro.

Previo al foro:

1. Para llevar a cabo la actividad reúne el siguiente material:

- Un comal

- Sal fina

- Azúcar

- Cámara digital

- Cuaderno y pluma

2. Una vez que has conseguido todo el material, realiza lo siguiente:

a) Coloca el comal sobre la estufa.

b) En uno de los extremos del comal adiciona unos granos de sal y en el extremo contrario unos

granos de azúcar (evita que se mezclen). Cuida que la flama esté en medio de los dos tipos de


66

granos.

c) Describe cómo es cada una de las sustancias.

d) Enciende la estufa y observa lo que sucede con ambas sustancias

e) Describe el aspecto de cada una de las sustancias antes, durante y después del experimento.

f) Toma fotos del experimento y anota tus observaciones.

Participación en el foro

1. Responde:

¿Qué similitudes y diferencias encuentras entre ambas sustancias (antes y después del

experimento)? ¿Alguna de ellas sufrió algún cambio?

¿A qué crees que se debe su comportamiento?

3. Intercambia opiniones con tus compañeros (as) y recuerda ser respetuoso (a) con tus comentarios.

4. Tu Facilitador (a) retroalimentará tu participación.

Descarga la Rúbrica de foro para que conozcas los parámetros de evaluación.

3.1.1. Enlace iónico

Te has preguntado, ¿por qué los vendedores ambulantes de nieve le agregan sal de cocina al hielo?, ¿qué

característica especial contiene la sal que hace que la temperatura del hielo descienda?

Parte de las respuestas a las anteriores preguntas radica en que la sal contiene un tipo de enlace llamado

iónico. El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo

contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos

(electropositivos) con elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos ceda

electrones (catión) y el otro los acepte (anión); este tipo de enlace se realiza entre un metal

(electropositivo) y un no metal (electronegativo).


67

Por ejemplo, al reaccionar los elementos sodio y cloro, para formar el cloruro de sodio (NaCl), el sodio

pierde un electrón para transferírselo al cloro, y por tanto este último lo gana. Al llevarse a cabo esa pérdida

y ganancia de electrones se forman iones con cargas opuestas, catión y anión, que mediante atracciones

electrostáticas se unen formando el llamado enlace iónico.

Figura 3. Enlace iónico

Los átomos, al unirse, liberan o absorben energía. Se dice que cuando una reacción libera energía se

denomina exotérmica, y por el contrario, cuando la absorbe, endotérmica. Observa el siguiente video, en el

que se muestra la reacción entre sodio y cloro para la formación de cloruro de sodio; ¿es exotérmica o

endotérmica la reacción?, ¿qué esperas que suceda con la temperatura; que aumente o disminuya?

http://www.youtube.com/watch?v=Mx5JJWI2aaw&feature=player_embedded

Por lo general, las reacciones entre un metal y un no metal son bastante violentas, es decir, exotérmicas, ya

que liberan una gran cantidad de energía.

Durante la formación de un compuesto iónico, los iones positivos y los iones negativos se acomodan

(empaquetan) en un patrón regular repetitivo que equilibra las fuerzas de atracción y repulsión entre ellos.

La fuerte de atracción de iones positivos y negativos genera una red cristalina, la cual es una organización

geométrica tridimensional de partículas. En dicha red, cada ión positivo está rodeado de iones negativos y

cada uno de estos a su vez, está rodeado de iones positivos (Dingrando, 2003).

Los compuestos iónicos, por lo general se componen de átomos de elementos metálicos que reaccionan con elementos no metálicos; al hacerlo se forman iones debido a la pérdida y ganancia de electrones.



68

Este empaquetamiento forma un cristal iónico (figura 4), con igual geometría a nivel microscópico y

macroscópico.

De acuerdo con el patrón que se aprecia en la figura 4 ¿qué forma esperas que tenga un cristal grande de

cloruro de sodio? (En caso necesario utiliza una lupa y observa los cristales de la sal común presente en tu

cocina).

Figura 4. Arreglo de un cristal de NaCl

Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos, constituidos por redes tridimensionales de iones. A este

respecto, se denomina número de coordinación de un cristal al número de iones de un mismo signo que

rodea a otro de signo contrario y se sitúa a una distancia mínima. De esta manera, algunas de las principales

agrupaciones que pueden adoptar los compuestos iónicos son:

1. Cúbica centrada en caras: El cloruro de sodio, NaCl, cristaliza en una estructura cúbica centrada en caras

(Figura 5[a]). El número de coordinación en la estructura del cloruro de sodio es de 6, es decir, seis iones

cloruro se encuentran alrededor de cada ión sodio, y seis iones sodio alrededor de cada ión cloruro.

2. Cúbica centrada en el cuerpo: Los cristales del cloruro de cesio tienen un arreglo denominado cúbico

centrado en el cuerpo (figura 5[b]). Los iones cesio (o cloruro) ocupan las ocho esquinas del cubo y el

contraión se sitúa en el centro del mismo. El número de coordinación de la estructura del cloruro de

cesio es ocho (ocho aniones alrededor de cada catión y ocho aniones alrededor de cada anión).


69

3. Red tetraédrica: El sulfuro de zinc cristaliza formando una red tetraédrica (figura 5[c]), en la que el

número de coordinación para cada ión es 4; es decir, cada ión está rodeado por cuatro iones de signo

contrario.

a) b) c)

Figura 5.

La fuerza que mantiene unidos a los elementos que forman un enlace iónico, va a depender de la distancia

entre sus núcleos. Esta fuerza está dada por la ecuación:

F = K (Q1.Q2/r02)

Donde K = constante; Q1 y Q2 son las cargas de los iones y r0 la distancia interatómica una vez enlazados los átomos.


70

Figura 6. Distancia interatómica en un enlace iónico

Tomando en consideración el radio atómico presentado en la figura 6, ¿cómo esperarías que fuera la fuerza

del enlace del litio con el flúor en el LiF y del litio con el yodo en LiI? ¿Cuál de los compuestos tendría mayor

fuerza de enlace? ¿Por qué?

Al comparar los radios atómicos esperaríamos que la fuerza de enlace del fluoruro de litio, LiF, fuera mayor

que la del yoduro de litio, LiI, ya que la distancia de enlace será mayor en el segundo caso por poseer el

yodo (I) mayor radio atómico que el flúor (F), como se aprecia en la figura 6.

Figura 7. Radio atómico de los elementos.


71

Por otra parte, la cantidad de energía que liberan estos compuestos al formarse, está directamente

relacionada también con la fuerza de su enlace; esta energía es denominada energía reticular (U). Así,

cuanto mayor sea la energía reticular al formarse un enlace iónico, mayor fortaleza tendrá el enlace. La

energía reticular es inversamente proporcional a la distancia interatómica, como se aprecia en la siguiente

ecuación:

Es de esperarse que los compuestos formados por elementos con menor radio atómico, presenten mayor

energía reticular y por ende mayor fuerza en su enlace. Esta fuerza confiere a los compuestos iónicos

propiedades físicas características. Debido a que los enlaces iónicos son relativamente fuertes, los cristales

generados requieren de una gran cantidad de energía para dividirse (Dingrando, 2003). Por lo tanto, los

compuestos iónicos tendrán altos puntos de fusión y de ebullición, como se muestra en la tabla 2.

Compuesto Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC) NaI 660 1304 KBr 734 1435

NaBr 747 1390 CaCl2 782 >1600 CaI2 784 1100 NaCl 801 1413 MgO 2852 3600

Tabla 2. Puntos de fusión y de ebullición de algunos compuestos iónicos (Dingrando, 2003)

Los compuestos iónicos, a pesar de la presencia de los iones, no son conductores de la electricidad. Sin

embargo, en estado líquido (fundidos), o cuando se disuelven en agua, los compuestos iónicos son

excelentes conductores eléctricos, porque sus iones se mueven libremente.

Los compuestos iónicos forman cristales con cierta dureza y altos puntos de fusión y de ebullición.

U = K (Q1.Q2/r0)


72

3.1.2. Enlace covalente

El enlace iónico no puede resultar de la reacción entre dos no metales, porque su diferencia de

electronegatividad no es suficientemente grande como para que tenga lugar la transferencia de electrones.

La unión química entre dos no metales da como resultado el enlace covalente. ¿Cómo es este enlace? y

¿qué características le confiere a sus compuestos?

El enlace covalente se caracteriza porque hay compartición de electrones, entre los átomos involucrados.

Este tipo de enlace se presenta al unirse dos no metales, los cuales están relativamente cerca en la tabla

periódica y, por lo tanto, sus valores de electronegatividad no son muy diferentes, en comparación con los

que forman el enlace iónico.

Al compartir electrones, cada átomo completa su octeto, adquiriendo la configuración electrónica de un gas

noble. Por ejemplo, la molécula de flúor está constituida de dos átomos del mismo elemento:

Figura 8. Enlace covalente simple

Como se puede observar, cada átomo de flúor aporta un electrón para formar el enlace. Esta compartición

permite que cada uno de los átomos complete su octeto, es decir, cada átomo queda rodeado por ocho

electrones. Debido a que los átomos son iguales en estas moléculas y su diferencia de electronegatividad

sería igual a cero, su tipo de enlace se denomina: enlace covalente simple o no polar.

Los compuestos covalentes, se componen de átomos no metálicos, los cuales comparten electrones. El enlace ocurre cuando la diferencia de electronegatividades es cero o relativamente pequeñas.


73

Otros ejemplos de moléculas diatómicas como el flúor, serían: el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno, el

cloro y el bromo, entre otras. En las cuales, excepto el hidrógeno, al compartir electrones completan su

octeto; es importante señalar que algunos de ellos comparten más de un electrón, como es el caso del

oxígeno y del nitrógeno, formando dobles y triples enlaces, respectivamente.

H2 O2 N2 Cl2 Br2

H-H

O=O

Cl-Cl

Br-Br

Sin embargo, cuando dos átomos diferentes comparten un par de electrones se forma un enlace en el que

los electrones se comparten de manera desigual. Un átomo asume una carga parcial positiva y el otro una

carga parcial negativa. Esta diferencia de carga se debe a la electronegatividad de cada uno de los

elementos involucrados. En el cloruro de hidrógeno, el cloro y el hidrógeno comparten un par de

electrones; sin embargo, al ser el cloro más electronegativo, ejerce mayor atracción por los electrones

compartidos que el hidrógeno. Como resultado, el par de electrones se desplaza hacia el átomo de cloro, lo

que da una carga parcial negativa y hace que el átomo de hidrógeno quede con una carga parcial positiva,

generando en la molécula la formación de dos polos (figura 9). A este tipo de unión se le conoce como

enlace covalente polar.

Figura 9. Distribución de cargas en la molécula de HCl


74

La diferencia de cargas en una molécula se conoce como dipolo. Esta diferencia hace que este tipo de

compuestos tenga cargas opuestas en dos puntos de su molécula.

En este momento podríamos tener confusión entre el enlace iónico y el enlace covalente polar, debido a la

presencia de cargas. Para ello, Linus Pauling elaboró una escala relativa a la electronegatividad en la que al

elemento más electronegativo, el flúor, le fue asignado un valor de 4.0, mientras que al elemento menos

electronegativo, el francio, un valor de 0.7 (figura 10). En este sentido, podemos ver que los no metales son

más electronegativos respecto a los metales (electropositivos). Mientras mayor sea el valor de

electronegatividad, mayor será la atracción por los electrones. Pero, ¿cómo sabemos si un enlace es iónico

o covalente polar?

Se dice que un enlace es iónico cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados es de

2.0 o más, y por ende, un enlace covalente polar tendrá un valor menor a 2.0.

Figura 10. Tabla de electronegatividades según Linus Pauling

Entonces, ¿qué tipo de enlace tendrán los compuestos NaCl y HCl, de acuerdo con la escala de Pauling?

Averígualo calculando la diferencia de electronegatividades que presentan los átomos involucrados en cada

uno de los compuestos.


75

Veamos un ejemplo: si comparamos los compuestos de bromuro de potasio (KBr) y bromuro de hidrógeno

(HBr), veremos que el primero, al presentar una diferencia de electronegatividad de 2.0, le correspondería

un enlace de tipo iónico, mientras que el segundo, al tener una diferencia de 0.7, le sería asignado un enlace

covalente polar.

KBr 2.8 – 0.8 = 2.0 enlace iónico

HBr 2.8 – 2.1 = 0.7 enlace covalente polar

Sin embargo, la escala de Pauling a pesar de que nos indica una tendencia hacia uno u otro tipo de enlace,

no permite hacer una división exacta entre ambos, de tal manera que algunos enlaces covalentes polares

tenderán a ser iónicos y viceversa, algunos iónicos tendrán tendencia a comportarse como covalentes

polares. Este es el caso de compuestos como el yoduro de potasio (KI), cuya diferencia de

electronegatividades será de 1.7, lo que indica que su enlace es covalente polar, aunque su composición sea

la de un iónico (no metal-metal). En este caso se dice que es un compuesto iónico con carácter covalente

polar.

En los compuestos predominantemente covalentes, los enlaces entre sus átomos no son tan fuertes como

los iónicos y mucho menos los establecidos entre sus moléculas. Como resultado, los compuestos

covalentes tendrán puntos de fusión y de ebullición inferiores a los de los compuestos iónicos.

La fortaleza de un enlace covalente, al igual que los iónicos, va a depender de la distancia que separa los

núcleos enlazados. Esta distancia se denomina longitud de enlace y está determinada por el radio atómico y

el número de pares de electrones que se comparten. La longitud en un enlace simple será mayor a la

presente en un enlace doble y ésta a su vez, respecto a un enlace triple. Por ejemplo, la longitud de enlace

en el F2 es de 1.43x10-10m, en el O2 es de 1.21x10-10 m y en el N2 es de 1.10x10-10 m. Esto es debido a que en

el flúor existe un enlace sencillo, en el oxígeno un doble enlace y en el nitrógeno un triple enlace. De aquí,

podemos deducir que a medida que el número de pares de electrones aumenta, la longitud de enlace

disminuye. Cuanto más corta es la longitud de enlace, la fuerza del enlace es mayor.


76

Figura 11. Longitud de enlace de la molécula de cloro.

La cantidad de energía necesaria para romper un enlace covalente, se denomina energía de disociación de

enlace. Esta energía indica la fortaleza del enlace químico, debido a que existe una relación indirecta entre

la energía de enlace y la longitud de enlace. Cuando dos átomos que se enlazan están muy cerca, tienen una

longitud de enlace pequeña, y por lo tanto, se necesita mayor cantidad de energía de enlace para

separarlos.

Con base en la longitud de enlace de las moléculas F2, O2 y N2 antes mencionadas, ¿podrías indicar cuál de

ellas presentará la mayor energía de enlace y cuál tendrá la menor? ¿Por qué?

Las propiedades físicas de un compuesto covalente, además de la energía de disociación, también van a

depender de la geometría de su molécula. Al unirse dos átomos mediante un enlace covalente, la repulsión

entre los electrones hace que los átomos se mantengan lo más alejados posible. La geometría que

finalmente adopta la molécula, es aquella en la que la repulsión entre los electrones es mínima. Este

enfoque para estudiar la geometría molecular se llama Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de la

Capa de Valencia (TRPECV).

La repulsión entre los pares de electrones de una molécula da como resultado átomos que se encuentran en

ángulos fijos entre sí. Para ello, se toma de referencia el átomo central, que es cualquier átomo que está

unido a más de un átomo distinto. El ángulo formado por dos átomos periféricos y el átomo central, se

denomina ángulo de enlace. Los ángulos de enlace predichos por el TRPECV se sustentan en evidencias

experimentales. Los pares de electrones compartidos se repelen entre sí. Sin embargo, los pares de

electrones no compartidos también son importantes para determinar la forma de la molécula.


77

De esta manera la TRPECV, nos indica que la estructura más estable de una molécula es cuando las regiones

de elevada densidad electrónica sobre el átomo central están lo más separadas posible. Por ejemplo, dos

regiones de elevada densidad electrónica tienen la máxima estabilidad situadas a lados opuestos del átomo

central (disposición lineal). Tres regiones de elevada densidad electrónica son más estables cuando se

disponen en los vértices de un triángulo equilátero (disposición plano trigonal). Así es cómo dependiendo de

las densidades electrónicas presentes, los compuestos covalentes van adquiriendo las diversas disposiciones

geométricas presentadas en la figura 12.

Número de regiones de elevada densidad

electrónica

Disposición geométrica

Geometría electrónica

Ángulo de enlace

2 Lineal

180º

3 Trigonal plana

120º

4 Tetraédrica

109.5º

5 Bipiramidal trigonal

90º, 120º, 180º

6 Octaédrica

90º, 180º

Figura 12. Disposiciones geométricas de acuerdo con el número de densidades electrónicas sobre el átomo central


78

¿Qué tipo de geometría presentarán los compuestos HBr, H2O y CH4? Para responder la pregunta, realiza las

estructuras de Lewis de los compuestos, identifica al elemento central y determina el número de

densidades electrónicas presentes (átomos enlazados o pares de electrones sin compartir del átomo

central).

3.1.3. Enlace metálico

Hasta ahora hemos visto cómo se enlazan los metales con los no metales y los no metales entre sí. Pero

¿cómo se enlazan los metales? ¿Qué características presentan estas sustancias?

Los átomos de los metales se ordenan en el espacio formando redes metálicas parecidas a las redes

cristalinas de los compuestos iónicos. Los electrones de valencia se mueven a través de los átomos, por lo

que se dice que hay una transferencia continua de electrones de un átomo a otro; a este tipo de unión se le

conoce como enlace metálico.

En la actualidad existen dos teorías que explican cómo es que se realiza el enlace metálico: el Modelo de la

nube electrónica y la Teoría de bandas.

Según el modelo de la nube electrónica, los elementos metálicos al ceder sus electrones forman una “nube

o mar de electrones” en la que están inmersos todos los átomos del metal. Esta nube permite el libre

movimiento de los electrones a través de los átomos. De esta manera, el enlace metálico resulta de las

atracciones electrostáticas entre los iones positivos de los metales y los electrones que se mueven a través

de ellos.

Según el modelo de la nube electrónica, los elementos metálicos al ceder sus electrones forman una “nube

o mar de electrones” en la que están inmersos todos los átomos del metal. Esta nube permite el libre

movimiento de los electrones a través de los átomos. De esta manera, el enlace metálico resulta de las

atracciones electrostáticas entre los iones positivos de los metales y los electrones que se mueven a través

de ellos.

Recordemos que los metales son los elementos menos electronegativos de la tabla periódica. Por lo general, tienen 1, 2 o 3 electrones de valencia, los cuales pierden fácilmente dando lugar a la formación de iones positivos (cationes), como: Na1+, Ca2+, Al3+.


79

Figura 13. Enlace metálico de acuerdo al modelo de nube electrónica.

Es importante mencionar, que los átomos de los metales en este tipo de unión no son propiamente iones,

ya que los electrones aún están dentro de la red y pertenecen a todos los átomos del metal. Es decir, no hay

ganancia ni pérdida de electrones como en el enlace iónico, ni compartición de electrones como en el

enlace covalente. En el enlace metálico, los electrones viajan libremente a través de la red cristalina.

El movimiento de estos electrones hace que los metales sean buenos conductores del calor y la electricidad.

Una importante característica que distingue a los metales es que, en estado sólido, conducen el calor y la

electricidad; los sólidos con enlaces iónicos y covalentes no la conducen.

El modelo de la nube electrónica a pesar de ser muy sencillo, nos permite explicar algunas propiedades de

los metales, como la conductividad, aunque nos limita al tratar de comprender la diferencia en cuanto a

conductividad de algunos metales.

Por otra parte, la teoría de bandas establece que cuando dos átomos se enlazan, los orbitales de la capa de

valencia se combinan para formar dos orbitales nuevos, uno que se denomina enlazante (de menor energía)

y otro antienlazante (de mayor energía). En el caso de combinarse tres átomos se formarán tres orbitales,

cuya diferencia de energía será menor que en el caso anterior. Así, a mayor número de átomos enlazados se

formará un mayor número de orbitales moleculares, llamada banda, con una diferencia de energía mínima.


80

Esto mismo ocurre en los metales, los cuales al unirse combinan sus orbitales atómicos para formar una

gran molécula (red metálica), en la que los orbitales moleculares resultantes, debido a su gran cercanía,

forman dos bandas. La primera, en la que se localizan los electrones de valencia llamada banda de valencia

y la otra, vacía, denominada banda de conducción. Ambas bandas están muy cercanas o traslapadas. Por

ello, en los metales al estar la banda de valencia llena o parcialmente llena, los electrones pueden pasar

fácilmente a la banda de conducción y moverse libremente, permitiendo la conductividad del calor y la

electricidad.

Caso contrario ocurre en los aislantes, en los que a pesar de que la banda de valencia está completa y la

banda de conducción vacía, no hay conductividad eléctrica, debido a que existe una diferencia importante

de energía entre ambas bandas (zona prohibida), lo que impide el salto de electrones de una a otra.

En el caso de un semiconductor, la separación entre las bandas no es tan grande y algunos electrones

pueden saltar a la banda de conducción, así como presentar cierto grado de conductividad. De esta manera

es cómo la teoría de bandas explica la diferencia de conductividad entre los metales.

Figura 14. Enlace metálico de acuerdo a la teoría de bandas.

Basándote en el modelo de bandas explica, ¿por qué algunos metales conducen mejor el calor y la

electricidad que otros? Investiga ¿cuál de los metales es el mejor conductor de la electricidad? ¿Por qué?


81

Existe en los metales una gran fuerza de cohesión debido a la deslocalización (movimiento) de los

electrones, la cual les confiere una gran resistencia. En comparación con los cristales iónicos, los cristales

metálicos no sufren rotura, sino deformaciones que les permiten ser maleables y dúctiles (figura 15). Esto

es, los átomos se deslizan unos sobre otros, antes de romperse.

Figura 15. Deformación de un cristal metálico y rotura de un cristal iónico.

La estructura de los cristales metálicos es muy simple, pues cada vértice del cristal está ocupado por un átomo del mismo metal. La geometría que adquieren los cristales metálicos, es por lo regular una estructura cúbica centrada en el cuerpo, cúbica centrada en las caras o empaquetamiento hexagonal compacto (figura 16).

a) b) c)

Figura 16. Estructuras cristalinas comunes de metales: (a) cúbica centrada en el cuerpo, (b) cúbica centrada en la cara, (c) hexagonal compacta.

Metales como el cromo, el hierro, el molibdeno, el potasio y el sodio tienen estructura cristalina cúbica

centrada en el cuerpo a temperatura ambiente (20oC).

Muchos metales como el aluminio, el cobre, el hierro y el níquel, a elevadas temperaturas (912 a 1394oC)

cristalizan en una estructura cristalina cúbica centrada en la cara.


82

El cadmio, el zinc, el magnesio, el cobalto y el titanio son cinco metales con estructura cristalina hexagonal

compacta a temperatura ambiente (20oC)

El alto índice de coordinación (número de átomos alrededor de otro) de los metales da lugar a fuertes

empaquetamientos. Los metales son, por ello, bastante densos. La densidad será mayor en los compuestos

metálicos cuyos iones positivos sean de menor tamaño y mayor carga.

Cuanto mayor sea la energía para romper los enlaces, más altos serán los puntos de fusión y de ebullición.

La mayoría de los metales suelen tener altas temperaturas de fusión y ebullición (tabla 3), siendo más altos

cuanto mayor sea la carga de los iones y menor su tamaño.

Elemento Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC)

Litio 180 1347

Estaño 232 2623

Aluminio 660 2467

Bario 727 1850

Plata 961 2155

Cobre 1083 2570 Tabla 3. Puntos de fusión y ebullición de algunos metales (Chang, Química, 2007).

Actividad 3. Identificación de tipos de enlace

Para realizar esta actividad es importante que cuentes con la escala de Pauling, ya que determinarás el tipo

de enlace de diversos compuestos, de acuerdo con su composición química y diferencia de

electronegatividad.

1. Tu Facilitador (a) te proporcionará una serie de 10 compuestos, de los cuales investigarás el valor

de electronegatividad (con base en la escala de Pauling), de cada uno de los elementos presentes.

2. Elabora una tabla, en la que indiques la fórmula del compuesto, tipo de enlace con base en su

composición y diferencia de electronegatividad.

3. Elabora una conclusión en la que indiques qué coincidencias encontraste respecto a la composición

y diferencias de electronegatividad para indicar el tipo de enlace. ¿Cuándo puedes afirmar que un

enlace es iónico o covalente polar?

4. Al finalizar la actividad guarda tu documento con la siguiente nomenclatura QUI_U3_A3_XXYZ.

Sustituye las XX por las dos primeras letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido

paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu documento no deberá pesar

más de 4MB.


83

5. Sube tu archivo a la base de datos y espera los comentarios de tus compañeros (as). Es importante

que tú también descargues al menos dos de los trabajos que suban, para que puedas realizar

aportes con respeto y acierto.

6. Considera los aportes para mejorar tu trabajo y en caso de dudas puedes participar en el foro,

compartiéndolas.

Actividad 4. Iónico o covalente

Realiza el experimento y compara las propiedades de conductividad y solubilidad de algunas sustancias.

1. Para realizar la actividad reúne el siguiente material:

- Vinagre blanco

- Sal

- Azúcar

- Alcohol

- Agua para plancha (en caso de no conseguirla se puede usar agua normal)

- 5 vasos de vidrio (pequeños)

- *30 cm de cable del número 14

- *1 led

- *1 resistencia de 1kohm

- *1 pila de 9v

- *1 broche para pila de 9v

- Cinta de aislar

- Tijeras

- Desarmador

- Cámara (digital o analógica)

- Cuaderno y pluma

* Este material se consigue en las tiendas de electrónica


a) Construye un aparato como el mostrado en la siguiente figura


84

i) Coloca el broche sobre la pila

ii) Une el led, la resistencia y un pedazo de 10 cm de cable a la terminal negativa.

iii) Coloca 20 cm de cable a la terminal positiva.

iv) Descubre los cables en aproximadamente 3 cm.

v) Usa la cinta de aislar para fijar correctamente las uniones.

b) Coloca agua para plancha en cada uno de los vasos (aproximadamente la mitad).

c) Agrega a cada uno de los vasos una cucharada de cada una de las sustancias, dejando un vaso

solo con agua.

d) Identifica con marcador o masking tape cada uno de los vasos con el nombre de la sustancia

disuelta.

e) Conecta el aparato e introduce las puntas de los cables a cada uno de los vasos

f) Toma fotos de las reacciones y anota tus observaciones.



85

Título

Nombre

Introducción

Modelo teórico

- Con base en alguno de los modelos atómicos y en las propiedades del enlace iónico y covalente, elabora un modelo gráfico en el que se explique la disolución o no de las sustancias, así como la formación y movimiento de iones para conducir la electricidad.

Desarrollo

Datos

Análisis de datos

Resultados

Conclusiones

Bibliografía 4. Guarda tu documento con la siguiente nomenclatura QUI_U3_A4_XXYZ. Sustituye las XX por las

dos primeras letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la

inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu documento no deberá pesar más de 4MB.

5. Envía tu reporte tu Facilitador (a) mediante la sección de Tareas y espera su retroalimentación.

3.2. Formulación y nomenclatura inorgánica

Después de analizar la forma en la que se unen los átomos para dar lugar a los diversos compuestos que se

encuentran a nuestro alrededor, revisemos ahora cómo se nombran adecuadamente.

Resulta difícil transmitir nuestras ideas sin poseer un lenguaje propio. Esta problemática era común en la

química, pues existían diferentes formas para comunicar una misma cosa. John Dalton fue uno de los

primeros investigadores que trataron de solventar esta dificultad, unificando los símbolos químicos

utilizados por los científicos. Sin embargo, Berzelius fue quien finalmente propuso los símbolos de los

elementos que se utilizan en la actualidad, para ello tomó una o dos letras del elemento en idioma latín o

alemán.


86

Aunque, en muchas ocasiones se utilizan los símbolos químicos para representar a los elementos, con

frecuencia es necesario representar sustancias químicas, las cuales están formadas por varios elementos.

Con el propósito de representar a estas sustancias, los investigadores utilizan una simbología denominada

fórmula química.

Mediante una fórmula química se puede obtener información respecto al tipo de elementos que conforman

el compuesto químico, también es posible saber la relación de combinación de los elementos del

compuesto químico y cuál es el tipo de compuesto que se representa con la fórmula química.

Como podrás observar, la Química es una ciencia que tiene un lenguaje propio, el cual es importante

adquirir para comprender los conocimientos y fenómenos estudiados por esta disciplina. Ahora, vayamos a

revisar los principios que rigen esta rama de la química, denominada nomenclatura.

3.2.1. Óxidos, ácidos, hidróxidos y sales

Con frecuencia escuchamos que alguna fruta (plátano o manzana), se oxidó al cortarla y dejarla expuesta al

aire. Este mismo fenómeno también se observa en metales expuestos a la intemperie. Los compuestos

derivados de este tipo de reacciones son denominados óxidos.

Los óxidos son compuestos binarios del oxígeno con otro elemento, el cual puede ser metal o no metal.

Na + O2 → Na2O

C + O2 → CO2

Antes de continuar, recordemos que los átomos pueden ganar o perder electrones, y adquirir una carga positiva o negativa según sea el caso.

Se define como número de oxidación a la cantidad de electrones que gana o pierde un elemento al combinarse.


87

Algunos elementos presentan números de oxidación fijos; sin embargo, existen otros en los que varían, tal y

como se aprecia en la tabla 4.

NÚMEROS DE OXIDACIÓN

METALES GRUPO No. De

oxidación NO METALES GRUPO

No. De oxidación

Li, Na, K IA 1+ C, Si IVA 4+, 2+, 4-

Be, Mg, Ca, Sr, Ba IIA 2+ N, P, As VA 5+, 3+, 3-

B, Al , Ga IIIA 3+ O, S, Se VIA 6+, 4+, 2-

Pb, Sn IVA 4+, 2+ F, Cl, Br, I VIIA 7+, 5+, 3+, 1+, 1-

Fe, Co VIIIB 3+, 2+ Los metales son siempre positivos Los no metales son positivos o negativos

Hg, Cu IIB y IB 2+, 1+

Au IB 3+, 1+

Ag IB 1+

Zn IIB 2+ Tabla 4. Números de oxidación de algunos elementos de uso común en Química

En la actualidad se aceptan tres tipos de nomenclatura para nombrar compuestos químicos inorgánicos:

Nomenclatura sistemática: se utilizan prefijos para indicar el número de átomos involucrados en el

compuesto (mono, di, tri, tetra, etc.).

Nomenclatura stock: en este caso, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de un

número de oxidación, se indica en números romanos al final y entre paréntesis.

Nomenclatura tradicional: aquí se nombra el número de oxidación del elemento que forma el

compuesto, con una serie de prefijos y sufijos:

o Cuando sólo tiene una valencia se usa el sufijo -ico.

o Cuando tiene dos valencias diferentes se usan (de menor a mayor valencia):

-oso -ico

o Cuando tiene tres distintas, se usan (de menor a mayor): hipo- -oso -oso -ico

o Cuando tiene cuatro, se utilizan (de menor a mayor): hipo- -oso -oso -ico per- -ico


88

En el caso de los óxidos metálicos, de acuerdo con la nomenclatura tradicional, se nombran con la palabra

óxido seguida del nombre del metal terminada en –oso o –ico, según actúe el metal con el menor o el

mayor estado de oxidación. Si sólo actúa con un número de oxidación se puede nombrar con la terminación

–ico, o simplemente con el nombre del metal. La nomenclatura sistemática (stock), nos dice que se debe

indicar el número de oxidación del metal al final del nombre. Por ejemplo:

Iones Compuesto

Nomenclatura tradicional

Nomenclatura stock Nomenclatura

sistemática Catión Anión

Na1+ O2- Na2O Óxido de sodio Óxido de sodio (I) Monóxido de disodio

Ca2+ O2- CaO Óxido de calcio Óxido de calcio (II) Monóxido de

calcio

Al3+ O2- Al2O3 Óxido de aluminio Óxido de aluminio (III) Trióxido de dialuminio

Fe2+ O2- FeO Óxido ferroso Óxido de fierro (II) Monóxido de

hierro

Fe3+ O2- Fe2O3 Óxido férrico Óxido de fierro (III) Trióxido de

dihierro

Tabla 5. Ejemplos de algunos óxidos metálicos y su nomenclatura

La unión de oxígeno con los no metales da lugar a los óxidos ácidos o no metálicos. La fórmula general Y2Om,

donde Y es el no metal y m el número de oxidación con el que actúa.

En la nomenclatura tradicional, se nombran al igual que los metálicos, con la terminación –oso para el de

menor número de oxidación e –ico, para el de mayor.

Mientras, en la nomenclatura sistemática se nombran indicando el número de átomos de oxígeno y no

metal combinados, o colocando entre paréntesis el número de oxidación del no metal.

Iones Compuesto




Cl1+ O2- Cl2O Óxido hipocloroso Óxido de cloro (I) Monóxido de

dicloro

Cl3+ O2- Cl2O3 Óxido cloroso Óxido de cloro (III) Trióxido de dicloro

Cl5+ O2- Cl2O5 Óxido clórico Óxido de cloro (V) Pentaóxido de

dicloro

Cl7+ O2- Cl2O7 Óxido perclórico Óxido de cloro (VII) Heptaóxido de

dicloro

S4+ O2- SO2 Óxido sulfuroso Óxido de azufre (IV) Dióxido de azufre

S6+ O2- SO3 Óxido sulfúrico Óxido de azufre (VI) Trióxido de azufre

Tabla 6. Ejemplos de algunos óxidos no metálicos y su nomenclatura


89

Existe otra clase de óxidos en los que el oxígeno actúa con un número de oxidación -1, los cuales son

denominados peróxidos, debido a que en su estructura figura la agrupación peroxo (-O-O-). La fórmula del

anión de los peróxidos sería: O22-

En la nomenclatura tradicional, se nombran con la palabra peróxido, seguida del nombre del metal y

aplicando las mismas reglas de los óxidos, en el caso de que dicho metal tenga uno o varios estados de

oxidación. La nomenclatura sistemática es análoga a la de los óxidos.

Iones Compuesto Nomenclatura tradicional Nomenclatura sistemática

Catión Anión

H1+ O22- H2O2

Peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) Peróxido de hidrógeno

Na1+ O22- Na2O2 Peróxido de sodio Peróxido de sodio

Ca2+ O22- CaO2 Peróxido de calcio Peróxido de calcio

Cu1+ O22- Cu2O2 Peróxido cuproso Peróxido de cobre (I)

Cu2+ O22- CuO2 Peróxido cúprico Peróxido de cobre (II)

Tabla 7. Ejemplos de algunos peróxidos metálicos y su nomenclatura

Las disoluciones acuosas de algunas moléculas son ácidas y reciben el nombre de ácidos. Este tipo de

sustancias contiene como elemento principal al hidrógeno (H1+). Existen dos tipos de estos compuestos:

ácidos hidrácidos y ácidos oxiácidos.

Los ácidos hidrácidos contienen hidrógeno y otro elemento no metálico. Cuando se asigna el nombre de un

ácido de este tipo, primero se indica la palabra ácido y después la raíz del segundo elemento más la

terminación hídrico.

Iones Compuesto Nomenclatura sistemática

Catión Anión

H1+ Cl1- HCl Ácido clorhídrico

H1+ Br1- HBr Ácido bromhídrico

H1+ I1- HI Ácido yodhídrico

H1+ S2- H2S Ácido sulfhídrico

H1+ CN1- HCN Ácido cianhídrico Tabla 8. Ejemplos de algunos hidrácidos y su nomenclatura

En los óxidos el oxígeno tiene número de oxidación 2- (O2-) y pueden ser: Óxidos metálicos: Oxígeno + metal Óxidos no metálicos: Oxígeno + no metal


90

Los oxiácidos además de hidrógeno y otro elemento también contienen oxígeno, por lo que se identifican

mediante la fórmula del oxianión. Un oxianión es un ión poliatómico que contiene oxígeno, como se

muestra en la siguiente tabla:

Ión Nombre Ión Nombre

NO21- Nitrito BrO3

1- Bromato

NO31- Nitrato IO3

1- Yodato

MnO41- Permanganato IO4

1- Peryodato

ClO1- Hipoclorito CH3CO21- Acetato

ClO21- Clorito CO3

2- Carbonato

ClO31- Clorato SO3

2- Sulfito

ClO41- Perclorato SO4

2- Sulfato

S2O32- Tiosulfato PO3

3- Fosfito

CrO42- Cromato PO4

3- Fosfato

Cr2O22- Dicromato AsO4

3- Arseniato Tabla 9. Fórmulas de algunos oxiániones de uso común

El nombre de un oxiácido empieza por la palabra ácido seguida por la raíz del anión. Si el sufijo del anión es

-ato, se cambia por –ico; cuando el anión termina en –ito, cambia por –oso.


Catión Anión

H1+ ClO1- HClO Ácido hipocloroso

H1+ ClO31- HClO3 Ácido clórico

H1+ NO31- HNO3 Ácido nítrico

H1+ NO21- HNO2 Ácido nitroso

H1+ SO42- H2SO4 Ácido sulfúrico

Tabla 10. Ejemplos de algunos oxiácidos y su nomenclatura

Es importante recordar que estos compuestos que contienen hidrógeno se denominan ácidos solamente

cuando están en disolución acuosa. Por ejemplo, a temperatura ambiente y presión estándar, el HCl es

cloruro de hidrógeno, un gas, pero cuando se disuelve en agua, se convierte en ácido clorhídrico.

Los ácidos contienen al ión hidrógeno (H1+) y pueden ser: Ácidos hidrácidos: ión hidrógeno + no metal Ácidos oxiácidos: ión hidrógeno + oxianión


91

Existe otro tipo de compuestos en los que el hidrógeno trabaja con un número de oxidación 1-, estos son

llamados hidruros y se componen del ión hidruro y un metal. El nombre de estos compuestos inicia con la

palabra hidruro y terminan con el nombre del metal.


Catión Anión

Na1+ H1- NaH Hidruro de sodio

K1+ H1- KH Hidruro de potasio

Ca2+ H1- CaH2 Hidruro de calcio

Cu1+ H1- CuH Hidruro de cobre (I)

Cu2+ H1- CuH2 Hidruro de cobre (II) Tabla 11. Ejemplos de algunos hidruros y su nomenclatura

Los hidróxidos son sustancias que se obtienen al reaccionar un óxido metálico con agua:

MgO + H2O →Mg(OH)2

Como se aprecia en la reacción, el compuesto resultante contiene el grupo OH1-, el cual recibe el nombre de

ión hidróxido. La naturaleza de estas sustancias es alcalina o básica, por lo que también se les conoce como

bases.

La fórmula de las bases se compone del catión metálico y el anión hidróxido. Se nombran con la palabra

hidróxido seguido del nombre del metal, de acuerdo con las reglas establecidas por la nomenclatura

funcional y sistemática.

Iones Compuesto




Na1+ OH1- NaOH Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio

Ca2+ OH1- Ca(OH)2 Hidróxido de calcio Hidróxido de calcio Dihidróxido de

calcio

Al3+ OH1- Al(OH)3 Hidróxido de

aluminio Hidróxido de

aluminio Trihidróxido de

aluminio

Fe2+ OH1- Fe(OH)2 Hidróxido ferroso Hidróxido de hierro

(II) Dihidróxido de

hierro

Fe3+ OH1- Fe(OH)3 Hidróxido férrico Hidróxido de hierro

(III) Trihidróxido de

hierro Tabla 12. Ejemplos de algunos hidróxidos y su nomenclatura

Las sales son compuestos que resultan de la combinación de metales con no metales. Podemos clasificar en

dos tipos a estos compuestos: sales binarias (haluros) y oxisales.


92

Las sales binarias o haluros resultan de la combinación de los iones del grupo VII A de los halógenos y

algunos del grupo VI A, con metales. El nombre se inicia con el prefijo del no metal y la terminación –uro, y

concluye con el nombre del metal, de acuerdo con la nomenclatura funcional y sistemática.

Iones Compuesto




Na1+ F1- NaF Fluoruro de sodio Fluoruro de sodio Fluoruro de sodio

Ca2+ I1- CaI2 Yoduro de calcio Yoduro de calcio Diyoduro de calcio

Al3+ S2- Al2S3 Sulfuro de aluminio Sulfuro de aluminio Trisulfuro de dialuminio

Fe2+ Cl1- Fe(Cl)2 Cloruro ferroso Cloruro de hierro

(II) Dicloruro de hierro

Fe3+ Br1- Fe(Br)3 Bromuro férrico Bromuro de hierro

(III) Tribromuro de

hierro Tabla 13. Ejemplos de algunos haluros y su nomenclatura

Las oxisales resultan de la combinación de un metal con un oxianión. Es como sustituir el hidrógeno de los oxiácidos por metales. Este tipo de compuestos también se denominan como sales neutras. Para nombrar a las oxisales (sales neutras) basta con identificar al oxianión y escribir su nombre seguido del nombre del metal, de acuerdo con lo establecido por la nomenclatura sistemática.


Catión Anión

Na1+ ClO1- NaClO Hipoclorito de sodio

K1+ ClO31- KClO3 Clorato de potasio

Ca2+ NO31- Ca(NO3)2 Nitrato de calcio

Cu1+ NO21- CuNO2 Nitrito de cobre (I)

Cu2+ SO42- CuSO4 Sulfato de cobre (II)

Tabla 14. Ejemplos de algunas oxisales y su nomenclatura

Sin embargo, también existe la posibilidad de que la sustitución de hidrógenos en un oxiácido no sea total, dando como resultado la formación de una sal ácida. Las sales ácidas se nombran como sales neutras, anteponiendo el prefijo hidrógeno- o dihidrógeno, de acuerdo con el número de hidrógenos retenidos.


Catión Anión

Na1+ HCO31- NaHCO3 Hidrógeno carbonato de sodio

K1+ HSO41- KHSO4 Hidrógeno sulfato de potasio

Ca2+ HSO31- Ca(SO3)2 Hidrógeno sulfito de calcio

Fe2+ H2PO41- Fe(H2PO4)2 Dihidrógeno fosfato de hierro (II)

Fe3+ HPO42- Fe2(HPO4)3 Hidrógeno fosfato de hierro (III)

Tabla 15. Ejemplos de algunas sales ácidas y su nomenclatura


93

Actividad 5. Nombrando compuestos

Identifica el nombre o fórmula de los compuestos señalados por tu Facilitador, con base en su composición

química; al concluir envíalo a tu Facilitador.

Objetivo: Nombrar y formular compuestos de acuerdo con su composición química y reglas de

nomenclatura establecidos por la IUPAC.

1. Realiza un mapa conceptual que contenga los diferentes grupos de compuestos, su nomenclatura y

un ejemplo.

2. El Facilitador (a) te proporcionará una serie de 10 fórmulas y 10 nombres de compuestos, de los

cuales escribirás su nombre o fórmula, según sea el caso.

3. Elabora una tabla, en la que indiques la fórmula, nombre y tipo de compuesto (óxido, ácido,

hidróxido, etc.).

4. Redacta una conclusión en la que establezcas los criterios que seguiste para formular o nombrar

los compuestos asignados. Para ello, responde: ¿cómo identificas un óxido, una base, una sal y un

ácido?

5. Al finalizar la actividad guarda tu documento con la siguiente nomenclatura QUI_U3_A5_XXYZ.

Sustituye las XX por las dos primeras letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido

paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu documento no deberá pesar

más de 4MB.

6. Sube tu archivo a la base de datos y espera los comentarios de tus compañeros (as). Es importante

que tú también descargues los trabajos que suban para que puedas realizar aportes con respeto y

acierto.

7. Considera los aportes para mejorar tu trabajo o en caso de dudas, puedes participar en el foro

compartiendo tus inquietudes.

Actividad 6. Propiedades de compuestos inorgánicos

Para realizar la actividad es importante que revises las etiquetas de productos que utilizas en tu casa, que

tengan sustancias químicas.

1. De tu cocina o baño, revisa las etiquetas de varios productos de uso cotidiano.

2. Elige al menos 10 sustancias presentes en estos productos.

3. Investiga el nombre, fórmula, tipo de enlace y propiedades físicas de cada uno de los componentes

elegidos.


94

4. Elabora una tabla, en la que indiques el nombre del producto, componente, nombre químico,

fórmula y propiedades físicas de los componentes.

5. A manera de conclusión indica: ¿por qué es importante la nomenclatura?

6. Indica las referencias consultadas, de acuerdo con el formato APA.

7. Guarda tu documento con la siguiente nomenclatura QUI_U3_A6_XXYZ. Sustituye las XX por las

dos primeras letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial

de tu apellido materno. *Recuerda que tu documento no deberá pesar más de 4MB.

8. Envía tu archivo al Facilitador (a) mediante la sección de Tareas y espera su retroalimentación.

Autoevaluación

Has concluido el estudio de la Unidad, para comprobar los conocimientos y las habilidades desarrolladas en

ella, contesta la autoevaluación en el aula virtual.

Evidencia de aprendizaje

Planificación. Planteamiento del Proyecto de investigación: Cuidando el medio ambiente.

Al finalizar la asignatura deberás entregar un proyecto de investigación, el cual debe estar relacionado con

alguno de los siguientes temas:


Biocombustible

Tratamiento del aceite de cocina

En la segunda Unidad realizaste la selección del proyecto, así como la justificación y marco teórico que lo

respalda. Ahora corresponde llevar a cabo su planificación.

Con base en tu investigación bibliográfica, plantea el desarrollo de tu proyecto considerando

materiales a utilizar, espacio y tiempo requerido.

6. Una vez que hayas realizado el planteamiento general del proyecto, efectúa lo que se indica a

continuación:

Realiza en un archivo un reporte de la planeación de tu proyecto, desarrollando los apartados

siguientes:


95

o Marco teórico (realizar ajustes necesarios, de acuerdo con observaciones del (a) Facilitador

(a) y del proyecto mismo).

o Desarrollo del proyecto

Material, equipo y sustancias a utilizar, así como la metodología a seguir hasta la

obtención de resultados y su análisis.

Apartado con las propiedades químicas y físicas de las sustancias a utilizar, así

como el tratamiento de sus residuos.

Modelos micro (uso de modelos atómicos) y macro (uso de esquemas y diagramas)

que se establezcan para explicar los resultados que se podrían esperar.

o Cronograma de actividades

Actividades a realizar y su calendarización

7. Guarda tu reporte con el nombre QUI_U3_EU_XXYZ. Sustituye las XX por las primeras dos letras de

tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido

materno. *Recuerda que tu archivo no debe pesar más de 4 MB.

8. Envía tu documento a tu Facilitador (a) para obtener la retroalimentación correspondiente.

9. Consulta la Escala de evaluación para conocer los criterios de evaluación de la evidencia de

aprendizaje.

Cierre de la Unidad

En esta Unidad se analizó la forma en la que se unen los átomos, así como el tipo de enlace que se

establece, dependiendo de la naturaleza de cada uno de los elementos. Revisamos la geometría que

adquieren en el espacio, la fuerza de sus enlaces y, por ende, las propiedades físicas que le confieren.

También se determinó la manera en la que se nombran los diversos compuestos inorgánicos, de acuerdo

con su composición química y los tipos de nomenclatura aceptados.

De esta manera, a partir de la fórmula química de un compuesto inorgánico podemos establecer su nombre

y algunas de sus propiedades, dependiendo de su composición y tipo de enlace.

En la siguiente Unidad, revisaremos otro grupo de sustancias de igual importancia, los compuestos

orgánicos, en los que el carbono juega un papel trascendente en su composición. Se analizará la manera en

la que el número de carbonos, el tipo de enlace y el grupo funcional presente, determinan las propiedades

físicas y químicas de los compuestos.


96

Para saber más…

A lo largo de esta Unidad se realizarán una serie de actividades experimentales, cuyo propósito es que

desarrolles la competencia de observación y análisis, para proponer modelos que te permitan describir el

fenómeno.

Lee el artículo “Iónico, covalente y metálico” de Guillermo Salas, en el que encontrarás más detalle de

cómo se realiza el enlace químico y las diferencias existentes en los diferentes tipos de enlace.

También se recomienda que descargues el cuadernillo de ejercicios, para que al realizarlos puedas afianzar

los contenidos revisados. Para ello, te sugerimos realizar en forma individual cada uno de los ejercicios, para

que posteriormente socialices tus resultados con tus compañeros, mediante el uso del foro de dudas.

Fuentes de consulta Aguilar Sahagún, G., Salvador, C. J., & Flores Valdés, J. (1997). Una ojeada a la materia. México, Fondo de Cultura Económica. Brady, J. E. (2003). Química Básica principios y estructura. México, Limusa Wiley. Bulbulian, S. (1996). La radiactividad. México, Fondo de Cultura Económica. Chang, R. (2006). Química. México, Mc Graw-Hill. Chang, R. (2007). Química. China, McGrawHill. Choppin, G. R., & Summerlin, L. R. (2004). Química. México, Mexico Publicaciones Culturales. Dingrando, L. e. (2003). Química materia y cambio. Colombia, McGrawHill. Hein, M. y. (2010). Fundamentos de Química . México, Cengage Learning. Holum, J. (2009). Fundamentos de Química General, Orgánica y Bioquímica para ciencias de la salud. México, Limusa Wiley. Kotz, J. C. (2005). Química y recatividad química. México, Thomson Learning. MacMurry, J. (2009). Química Orgánica. México, Thomson Paraninfo. Merino-Trujillo, A. (2009). Como escribir documentos científicos (Parte 1). El ensayo. (S. d. Salud, Ed.) Salud en Tabasco , 15 (1), 849-851. Morrison. (1999). Química Orgánica. México, Fondo Educativo Interamericano.

Fuentes electrónicas

Division of Chemical Education, I. A. (2000). Reaction of Sodium & Chlorine (with subtitles. Recuperado el 25

de febrero de 2011, de


Salas Banuet, G., & Ramírez Vieyra, J. (2010). Iónico, covalente y metálico. Educación Química. México,

Universidad Nacional Autónom a de México. Recuperado el 25 de febrero de 2011, de

http://garritz.com/educacion_quimica/EQ%20212/212-did1.pdf


97

Presentación de la unidad En la unidad 3, se revisaron los principales tipos de enlace que se establecen entre los átomos al formar los diversos compuestos y moléculas, así como las propiedades que estas uniones le confieren a las sustancias. De igual manera, se analizaron las reglas establecidas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) para nombrar y formular a los compuestos inorgánicos. Te has preguntado ¿cómo un solo elemento es capaz de formar una gran cantidad de compuestos? ¿Por qué son diferentes las características de los compuestos orgánicos? A lo largo de esta unidad veremos como el carbono es capaz de formar uniones con otros carbonos dando lugar a largas cadenas, que van haciendo que los compuestos tengan propiedades diferentes, así como la forma adecuada en que se nombran estas sustancias y las reacciones principales que llevan a cabo. Finalmente, analizarás cómo es la estructura de las biomoléculas como los carbohidratos, lípidos y proteínas, y sus funciones principales.

Propósito En la presente unidad analizarás la estructuración y formulación de los compuestos orgánicos, los cuales tienen como base fundamental al carbono, así como las propiedades físicas y químicas que les confieren los diferentes grupos funcionales.


Diferencia las propiedades de los compuestos orgánicos de su entorno para analizar el grupo funcional presente mediante el uso de las reglas de nomenclatura establecidas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC).

¿Sabías que…? La mayor parte de los materiales que nos rodean son derivados del carbono, es decir, son orgánicos.






98

4.1. Nomenclatura, propiedades físicas y químicas El hombre se encuentra rodeado de una gran cantidad de sustancias, con las cuales interactúa a cada instante, ya sea porque están presentes en su entorno o en sí mismo. Esto ha llevado a que todos los materiales sean objeto de estudio de la química, especialmente de la Química Orgánica, pues la mayor parte de ellos contienen carbono. La Química Orgánica es la rama de la Química que estudia a los compuestos que contienen carbono. El carbono juega un papel importante en nuestro planeta, no sólo porque constituye y forma parte de los millares de compuestos que se encuentran en la naturaleza, sino porque es la base fundamental de la materia que constituye a los seres vivos, por lo que se dice que el carbono es el elemento de la vida. Se ha encontrado que el 18% de nuestro cuerpo lo constituye el carbono, el cual forma parte de las estructuras de mantenimiento, organización y funcionalidad de cada una de las células de nuestro cuerpo y de cualquier otro ser vivo. Reconocer y diferenciar a los compuestos orgánicos, es de gran trascendencia para comprender su naturaleza física y química, en este tenor la nomenclatura juega un papel importante pues sienta las bases para nombrar o estructurar a las sustancias. La nomenclaturase compone de una serie de reglas o fórmulas establecidas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) con la finalidad de que a nivel mundial se maneje el mismo lenguaje. A lo largo de este tema analizarás las reglas establecidas para nombrar o formular a los compuestos, con ello podrás reconocer a los principales grupos funcionales y desarrollar su estructura química, que permitirá predecir sus propiedades físicas y químicas. Veamos algunos conceptos fundamentales que nos serán de gran utilidad para comprender el comportamiento de los compuestos orgánicos.


Para esta unidad, se ha habilitado un foro de discusión con la finalidad de que compartas tus dudas de la asignatura, de manera general.



2. Comparte en todo momento, tus inquietudes relacionadas con la materia. *Recuerda que el foro estará abierto durante toda la asignatura.


99

3. Comenta, por lo menos, dos de las aportaciones hechas por otros de tus compañeros, y a partir de sus respuestas busca mejorar, complementar o corregir su aportación.


Consulta la Rúbrica del Foro para conocer los lineamientos de evaluación.

Actividad 2. Foro: ¿Más aderezo?

Realiza el experimento y observa el comportamiento que se presenta al mezclar el vinagre y el aceite; posteriormente participa en el foro.

1. Para llevar a cabo la actividad reúne el siguiente material: a) 1 tazón pequeño de vidrio b) 1 cuchara cafetera c) Aceite de olivo d) Vinagre blanco e) Cuaderno y pluma

2. Una vez que has conseguido todo el material, realiza lo siguiente: a) Con ayuda de la cuchara cafetera coloca 5 cucharadas de vinagre y 5

cucharadas de aceite. b) Observa y anota lo que sucede, ¿se mezclan el vinagre y aceite? ¿por

qué? c) Agita vigorosamente con ayuda de la cuchara la mezcla. d) Observa y anota lo que sucede, ¿ocurrió alguna diferencia en la mezcla

de vinagre y aceite? ¿por qué? e) Investiga la naturaleza del aceite, ¿es orgánico o inorgánico?

3. Al terminar el experimento, ingresa al foro y realiza lo que se te indica.

Descarga la Rúbrica de foro para que conozcas los parámetros de evaluación


100

4.1.1. Conceptos fundamentales La característica que distingue a todos los compuestos orgánicos es la presencia de carbono en sus estructuras, pero ¿qué otras diferencias encontramos con respecto a los inorgánicos? Algunas características que poseen los compuestos orgánicos y que los distinguen de los inorgánicos se presentan en la tabla 1.

Compuestos orgánicos Compuestos inorgánicos

Están formados principalmente por: C, H, O, N.

El número de compuestos supera al de compuestos inorgánicos.

Prevalece el enlace covalente. Son generalmente insolubles en

agua. No son buenos conductores de la

electricidad. Son sensibles al calor y

descomponen fácilmente. Poseen bajos puntos de fusión y

ebullición.

Están constituidos por átomos de cualquier elemento.

El número de compuestos es mucho menor al de los orgánicos.

Prevalece el enlace iónico. Generalmente son solubles en

agua. En disolución o fundidos son

buenos conductores de la electricidad.

Resisten temperaturas altas, sin sufrir cambios.

Poseen altos puntos de fusión y de ebullición.

Tabla 1. Diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos.

Como mencionamos el carbono es el elemento fundamental en los compuestos orgánicos y conforma una gran cantidad de compuestos. Esto se debe a que es capaz de formar enlaces con otros carbonos, estableciendo largas cadenas (concatenación), abiertas y cerradas (anillos), lineales y ramificadas, con enlaces sencillos, dobles y triples, así como incluir otros elementos, todo ello permite una multiplicidad de combinaciones que dan lugar ala gran cantidad de compuestos conocidos. Recordarás que el carbono se localiza en la familia IV-A de la tabla periódica, tiene número atómico 6 y su configuración electrónica es la siguiente:

6C 1s22s2 2p2


101

Como se puede apreciar contiene 4 electrones de valencia, por lo que su símbolo de Lewis sería:

Esto nos permite inferir que el carbono puede formar 4 enlaces con otros átomos, compartiendo sus electrones hasta completar sus ocho y cumplir con la regla del octeto de Lewis (los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones hasta tener 8 electrones en su nivel más externo de energía). Esta propiedad se le conoce como tetravalencia del carbono, es decir, el carbono siempre va a formar cuatro enlaces con otros átomos, tal y como se aprecia en la molécula del metano (figura 1).

Figura 1. Molécula del metano

A pesar de que al escribir la molécula del metano aparentemente es plana, esto no es cierto ya que de acuerdo a la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRPEV), al tomar al carbono como elemento base, encontramos que presenta cuatro densidades electrónicas, por lo que la estructura que adquiere en el espacio tridimensional será la de un tetraedro regular (figura 2).

Figura 2. Estructura tridimensional del metano (tetraedro regular)

El átomo de carbono es tetravalente, es decir, siempre forma cuatro enlaces.


102

Por otra parte el carbono puede formar dobles y triples enlaces con otros carbonos, como se muestra en la figura 3.

Figura 3. Moléculas de eteno y etino respectivamente.

En el caso del eteno, al presentarse tres densidades electrónicas alrededor del carbono, el mejor arreglo es la disposición de un triángulo equilátero (figura 4).

Figura 4. Estructura tridimensional del eteno.

Para el etino, las densidades electrónicas presentes alrededor del carbono son 2, por lo que su arreglo será lineal (figura 5).

Figura 5. Estructura tridimensional del etino.

Por otra parte, los enlaces carbono-carbono tienen características diferentes, los enlaces sencillos se conocen como enlaces sigma (σ) y son muy fuertes. Para romper un enlace sigma se requiere de mucha energía; en el caso del metano, 104 kcal/mol para romper tan solo uno de los enlaces C-C.

Los carbonos con enlaces sencillos presentan geometría de tetraedro regular; mientras que los carbonos con doble

enlace, triangular y los carbonos con triple enlace, lineal.


103

El otro tipo de enlace presente en los compuestos con doble o triple unión, es el enlace pi (π) el cual es menos fuerte que el sigma, y por ello reacciona o se rompe más fácilmente (figura 6).

CH3 CH3

sigma

pi

Figura 6. Enlace sigma y pi, presente en compuestos orgánicos

De igual manera, en una moléculapuede haber distintos tipos de carbonos que difieren entre sí, no sólo por el número de hidrógenos que poseen, sino por su reactividad, de modo que algunos carbonos tendrán preferencia para reaccionar sobre otros. Existen cuatro tipos de carbonos:

1. Carbonos primarios: son los que están unidos a otro carbono por medio de un enlace simple.

2. Carbonos secundarios: son lo que se encuentran unidos a dos átomos de carbonos o a otro carbono mediante un doble enlace.

3. Carbonos terciarios: estos se encuentran unidos a otros tres carbonos mediante enlaces sencillos o a dos carbonos, uno con simple y el otro con doble enlace.

4. Carbonos cuaternarios: se encuentran unidos a cuatro átomos de carbono o a dos carbonos con doble enlace.

Figura 7. Tipos de carbonos

La composición de cada una de las sustancias se representa mediante fórmulas, en química orgánica se utilizan tres tipos y son: la condensada, la semidesarrollada y la desarrollada.

El enlace sigma es más resistente en comparación con el enlace pi. El enlace pi se presenta en carbonos con dobles y triples enlaces.


104

La fórmula condensada: indica el total de átomos de cada especie presentes en una molécula. Por ejemplo la fórmula condensada del etano es C2H6, que nos indica que esta molécula contiene 2 átomos de carbono y 6 de hidrógeno. La fórmula semidesarrollada: muestra únicamente los enlaces carbono-carbono y el número de hidrógenos contenidos en cada carbono. En el caso del etano su fórmula semidesarrollada sería: CH3-CH3 La fórmula desarrollada: indica en un plano la estructura de la molécula. Representan el modo de agrupación de todos los átomos que la forman y señalan los enlaces por medio de líneas. La formula desarrollada del etano sería:

De esta manera, las diferentes fórmulas de los compuestos orgánicos nos permiten comprender la forma en que se enlazan los átomos (figura 8).

Condensada Semidesarollada Desarrollada

C3H8 CH3 - CH2 - CH3

Figura 8. Formulas condensada, semidesarrollada y desarrollada del propano

Los compuestos orgánicos se encuentran agrupados para su fácil estudio en grupos funcionales, los cuales les confieren las propiedades físicas y químicas a los compuestos. En la tabla 2, aparecen los grupos funcionales más importantes.


105

Tabla 2. Principales grupos funcionales

Se puede decir que un grupo funcionales el conjunto de átomos enlazados de un modo especial que genera un conjunto de propiedades químicas que caracteriza a una familia de compuestos orgánicos. A continuación, revisaremos cada uno de estos grupos funcionales y la forma correcta de nombrar a sus compuestos.

Actividad 3. Tetravalencia del carbono

Para realizar esta actividad, tu Facilitador(a) te proporcionará una serie de compuestos químicos para que completes los enlaces dependiendo de la cantidad de carbonos libres, es importante que recuerdes que el carbono siempre forma cuatro enlaces. Considéralos enlaces formados entre carbonos y completa los faltantes con hidrógenos.

Para la actividad necesitarás: palillos, plastilina de color azul marino y blanca, y cámara (digital o análoga).


106

1. El (la) Facilitador(a) te proporcionará una serie de 10 esqueletos de carbonos, los cuales deberás completar con el número de hidrógenos pertinentes para cumplir con su tetravalencia.

2. Para elaborar la estructura de un compuesto, realiza lo siguiente:

Arma la estructura del compuesto utilizando palillos y bolitas de plastilina. Para los carbonos usa la plastilina de color azul y para los hidrógenos la de color blanco.

Toma fotos de tus modelos e inclúyelos en una hoja de Word.

Indica para cada modelo el nombre de la molécula, familia o grupo a la que pertenece y geometría de sus carbonos de acuerdo al tipo de enlace.

3. Al finalizar la actividad guarda tu documento con la siguiente nomenclatura QUI_U4_A3_XXYZ. Sustituye las XX por las dos primeras letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu documento no deberá pesar más de 4MB.

4. Sube tu archivo a la base de datos y espera los comentarios de tus compañeros(as). Es importante que tú también descargues al menos dos de los trabajos que suban, para que puedas realizar aportes con respeto y acierto.

5. Considera los aportes para mejorar tu trabajo y en caso de dudas puedes participar en el foro, compartiéndolas.

4.1.2. Alcanos, alquenos y alquinos ¿Alguna vez has escuchado la palabra hidrocarburos? Seguramente sí, en algún noticiero, cuando dicen… “hay gran escasez de hidrocarburos” o los “hidrocarburos aumentaron su precio”. Pues como sabrás, existe un conjunto numeroso de estos compuestos orgánicos que se caracterizan por contener únicamente carbono e hidrógeno en su estructura, de ahí su nombre. Estas sustancias son extraídas del petróleo, un recurso natural no renovable. Los hidrocarburos incluyen a las familias químicas de los alcanos, alquenos y alquinos, principalmente. Su estudio es de gran importancia para comprender la naturaleza de todos los demás compuestos orgánicos; por lo que a continuación analizaremos cada una de estas familias. Los alcanos son compuestos formados únicamente por carbono e hidrógeno. En esta familia los carbonos están unidos mediante enlaces simples (sigma σ), los cuales son poco reactivos.Los alcanos se clasifican en lineales, ramificados y cíclicos.


107

La tabla 3, muestra la estructura y las fórmulas semidesarrolladas, de los primeros 10 alcanos lineales.

Tabla 3. Nomenclatura y fórmula semidesarrollada de los primeros 10 alcanos lineales

La fórmula general de los alcanos es CnH2n+2 en donde n es el número de carbonos; por ejemplo si queremos conocer la fórmula del hexano, entonces sabremos que el compuesto contiene 6 carbonos y 14 hidrógenos, al sustituir el número de carbonos en la fórmula general. Los nombres metano, etano, propano y butano tienen raíces históricas, pero a partir del pentano (5 carbonos) los alcanos se nombran mediante los prefijos griegos numerales, que señalan el número de carbonos (tabla 4).


108

Número de C

Numeral griego

Número de C

Numeral griego

Número de C

Numeral griego

1 Meta 11 Undeca 30 Triaconta 2 Eta 12 Dodeca 31 Hentriaconta 3 Propa 13 Trideca 32 Dotraiconta 4 Buta 14 Tetradeca 40 Tetraconta 5 Penta 15 Pentadeca 50 Pentaconta 6 Hexa 16 Hexadeca 60 Hexaconta 7 Hepta 20 Eicos 70 Heptaconta 8 Octa 21 Heneicos 80 Octaconta 9 Nona 22 Docos 90 Nonaconta

10 deca 23 Ticos 100 Hecta Tabla 4. Prefijos numerales griegos que indican el número de carbonos en los alcanos

Todos los alcanos tienen la terminación –ano. Si todos los alcanos fueran lineales sería muy fácil nombrarlos, sin embargo, la mayoría de ellos son ramificados. Para nombrar a los alcanos y a todas las familias de compuestos se siguen las reglas de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). Esta agrupación ha desarrollado un sistema detallado de nomenclatura y sus reglas son aceptadas mundialmente para nombrar dichos compuestos orgánicos. Para nombrar y escribir las fórmulas de los alcanos, se necesita identificar a los grupos alquilo. Estos grupos son las ramificaciones o arborescencias que salen de la cadena principal y es muy importante reconocerlos. Los grupos o radicales alquilo provienen de los alcanos más sencillos y para formarlos únicamente se debe eliminar un átomo de hidrógeno de uno de los carbonos. Respecto a su nomenclatura, basta sustituir la terminación –ano por –il, como se muestra en la tabla 5.

Tabla 5. Principales grupos alquil o alquilo


109

Como se mencionó los alcanos ramificados se nombran siguiendo las reglas de nomenclatura establecidas por la IUPAC, para describirlas veamos su aplicación en el siguiente ejemplo:

1. Localizar la cadena principal. En el compuesto se localizala cadena más larga de átomos de carbono.

2. Numerar la cadena principal. Se numeran los carbonos contenidos en la cadena principal, a partir del extremo por el cual se obtenga la menor numeración posible para indicar la posición de las ramificaciones.

3.

4. Nombrar los grupos alquilo. Se identifican y nombran las ramificaciones unidas a la cadena principal, en estricto orden alfabético. La posición y el nombre de los radicales se separan mediante el uso de guiones.

3-etil, 2-metil, 2-metil, 5-metil


110

5. Organizar grupos múltiples. Cuando estén presentes más de un mismo radical alquilo, se utilizan los prefijos di-, tri-, tetra-, penta-, etcétera señalando la posición de los mismos.

3-etil, 2,2,5-trimetil

6. Nombrar cadena principal. Después de escribir el nombre de todas las ramificaciones, se

nombra la cadena principal como si fuera un alcano lineal.

3-etil, 2,2,5-trimetilheptano

Veamos nuevamente el procedimiento para asignar el nombre a un alcano:

Nomenclatura Alcanos

1. Localizar la cadena más larga de átomos de carbono


111

2. Numerar los carbonos contenidos en la cadena principal

3. Identificar los grupos alquilo

4. Indicar la posición de los grupos alquilo en estricto orden alfabético

3-etil, 2-metil, 2-metil, 5-metil, 6-metil, 6-metil

5. Agrupar los grupos alquilo iguales, mediante numerales griegos y su posición en la cadena.


112

3-etil, 2,2,5,6,6-pentametil

6. Finalmente, indicar el nombre de la cadena principal como si fuera un alcano normal.

3-etil, 2,2,5,6,6-pentametilheptano

En muchas ocasiones se tiene el nombre del compuesto y se requiere escribir la fórmula química. Para ello es recomendable dibujar la cadena principal como la de un alcano lineal, posteriormente los grupos alquilo y finalmente completar los hidrógenos faltantes en cada uno de los carbonos de la cadena, para completar su tetravalencia. Por ejemplo, para dibujar la estructura del compuesto 2-metil-4-etilhexano: Primero dibujamos la cadena de carbonos, en este caso son seis por el prefijo numeral hexano.

C –C –C –C –C –C En seguida colocamos los grupos alquilo mencionados en la posición señalada:

2-metil-4-etilhexano

C -C -C -C -C -C

H2C

CH3

CH3


113

Finalmente, se completan con hidrógenos los carbonos de la cadena principal

2-metil-4-etilhexano

H2C

CH3

CH3

CH3-CH-CH2-CH-CH2-CH3

A diferencia de los alcanos, los alquenos son hidrocarburos que se caracterizan por tener dobles enlaces (un enlace sigma σ y un enlace pi π), el enlace pi es más débil y reactivo. Al igual que los alcanos, se puede predecir la fórmula condensada de cualquier alqueno, conociendo su fórmula general:

CnH2n Los alquenos se nombran de forma similar a los alcanos, iniciando con el prefijo numeral griego que indica el número de carbonos, y en este caso finaliza con la terminación –eno, tal y como se muestra en la tabla 6.

Tabla 6. Nombres de algunos alquenos lineales

Los alcanos contienen enlaces sencillos C-C y su terminación es –ano.


114

En este caso el doble enlace puede estar localizado en cualquiera de los carbonos de la cadena principal, por lo que es indispensable indicar su posición, como en el caso del buteno, del cual existen dos posibles estructuras:

CH2=CH-CH2CH3CH3-CH=CH-CH3

1-buteno 2-buteno También existen alquenos ramificados, los cuales se nombran siguiendo las reglas establecidas por la IUPAC para los alcanos, con la única diferencia que la cadena principal debe contener el doble enlace y la cadena principal se nombra con la terminación–eno, indicando la posición del doble enlace en esta. Para ilustrarlo mejor, demos nombre al siguiente compuesto:

1. Localizar la cadena principal. Se identifica a la cadena más larga de átomos de carbono que

contenga el doble enlace.

2. Numerar la cadena principal. Se enumera la cadena a partir del extremo por el cual se

obtenga la menor numeración posible para el doble enlace y las ramificaciones.


115

3. Nombrar los grupos alquilo. Se nombran las ramificaciones unidas a la cadena principal, en estricto orden alfabético.

5-etil, 4-isopropil, 7-metil

4. Organizar grupos múltiples. Cuando estén presentes más de un mismo radical, se utilizan

los prefijos di-, tri-, tetra-, penta-, etcétera señalando la posición de los mismos.

5-etil-4-isopropil-7-metil

5. Nombrar cadena principal. Después de escribir el nombre de todas las ramificaciones, se

nombra la cadena principal con la terminación –eno, y anteponiendo el número del carbono en el que inicia el doble enlace.

5-etil-4-isopropil-7-metil-2-octeno


116

Otra de las familias de los hidrocarburos son los alquinos, los cuales presentan un triple enlace entre carbono-carbono (1 enlace sigma σ y 2 enlaces pi π). La fórmula general de los alquinos es:

CnH2n-2 De igual forma, el nombre de los alquinos está compuesto del prefijo numeral griego, que nos indica el número de átomos de carbono de la cadena y la terminación, en este caso–ino (tabla 7).

Tabla 7. Nombre de algunos alquinos lineales

Para nombrar a los alquinos ramificados se siguen las mismas reglas utilizadas para la nomenclatura de los alquenos, con la única diferencia que la terminación –eno es cambiada por –ino. Para mostrarlo, daremos nombre al siguiente compuesto:

1. Localizar la cadena principal. Se identifica a la cadena más larga de átomos de carbono que

contenga el triple enlace.

Los alquenos presentan al menos un doble enlace carbono-carbono en su cadena principal, y su terminación es –eno.


117

2. Numerar la cadena principal. Se enumera la cadena a partir del extremo por el cual se obtenga la menor numeración posible para el triple enlace.

3. Nombrar grupos alquilo. Se nombran las ramificaciones unidas a la cadena principal, en

estricto orden alfabético.

6-etil, 8-etil

4. Organizar grupos múltiples. Cuando estén presentes más de un mismo radical, se utilizan


6,8-dietil

5. Nombrar cadena principal. Después de escribir el nombre de todas las ramificaciones, se nombra la cadena principal con la terminación –ino, y anteponiendo el número del carbono en el que inicia el doble enlace.


118

6,8-dietil-4-nonino

En muchas ocasiones para facilitar la escritura de los compuestos orgánicos se utilizan líneas en zig zag, en las que cada uno de los vértices representa un carbono con sus respectivos hidrógenos. Por ejemplo, el pentano de 5 átomos de carbono lo podríamos representar de la siguiente manera:

CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 = De igual manera los dobles y triples enlaces se pueden representar en este tipo de simbología.

CH3-CH2-CH=CH-CH2-CH3 = Existen otro tipo de hidrocarburos en los cuales las cadenas no son lineales sino cíclicas, estos compuestos se clasifican en cicloalcanos, cicloalquenos y cicloalquinos, debido a la presencia de enlaces simples, dobles y triples respectivamente. Para nombrar a los hidrocarburos cíclicos se siguen las mismas reglas establecidas para los alcanos, alquenos y alquinos, anteponiendo la palabra ciclo.

Ciclohexano

ciclopenteno

ciclobutino

Cuando los compuestos cíclicos presentan ramificaciones, para nombrarlos se toma de referencia la arborescencia más compleja en el caso de los cicloalcanos, y la doble o triple ligadura en los cicloalquenos y cicloalquinos.

Los alquinos presentan al menos un triple enlace Carbono-carbono en su cadena principal, y su terminación es –ino.


119

4-etil-2-metil-ciclohexeno

1-isopropil-3-metilciclohexano

3-metilciclohexino Otra familia de hidrocarburos importante en química orgánica es la del benceno, el cual es una estructura cíclica de 6 átomos de carbono con 3 dobles enlaces intercalados, tal y como se muestra a continuación.

Los dobles enlaces se pueden mover a través de los carbonos, debido a que están intercalados, esto se conoce como resonancia, por ello al benceno en muchas ocasiones se representa con un hexágono y un círculo en el centro que simboliza la movilidad de sus enlaces.

Como te habrás dado cuenta, cada uno de los carbonos del benceno contienen un hidrógeno, este puede ser sustituido por algún radical alquilo, halógeno o grupo funcional. Los bencenos pueden ser monosustituidos, disustituidos o polisustituidos.


120

Para nombrar a los bencenos monosustituidos, basta con nombrar el prefijo del sustituyente y añadirle la palabra benceno.

metilbenceno

isopropilbenceno

Br

bromobenceno

OH

hidroxibenceno

En el caso de los bencenos disustituidos, se indica la posición de los sustituyentes con los prefijos orto (posición 1 y 2), meta (posición 1 y 3) y para (posición 1 y 4).

orto-dimetilbenceno

o-dimetilbenceno

Cl

meta-clorometilbenceno

m-clorometilbenceno

para-etilmetilbenceno

p-etilmetilbenceno

Muchos de los bencenos sustituidos tienen nombres comunes, por ejemplo el metilbenceno también se conoce como tolueno, en la tabla 8, se muestran algunos de estos compuestos con sus respectivos nombres comunes.

Estructura Nombre IUPAC (sistemático)

Nombre común

Metilbenceno Tolueno

OH

Hidroxibenceno Fenol

NH2

Aminobenceno Anilina

p-dimetilbenceno p-xyleno

Tabla 8. Nombres sistemáticos y comunes de algunos bencenos sustituidos


121

Hasta este momento hemos revisado los compuestos que contienen básicamente en su estructura carbono e hidrógeno; sin embargo también existen otros elementos que pueden integrarse a estas estructuras dando lugar a otros grupos funcionales, tal es el caso del oxígeno y nitrógeno, que dan lugar a los alcoholes, éteres y aminas; los cuales revisaremos a continuación.

4.1.3. Alcoholes, éteres y aminas Además de los hidrocarburos, existen una gran variedad de compuestos que son de gran utilidad en la industria además de estar presentes en la naturaleza. Entre estos compuestos encontramos a los alcoholes. Los alcoholes son compuestos que se caracterizan por contener el grupo hidroxilo–OH. Estos compuestos se clasifican de acuerdo al átomo de carbono al que estén unidos, tal y como se muestra en la tabla 9.

Tabla 9. Tipos de alcoholes de acuerdo al carbono unidos

Para nombrar a los alcoholes sencillos, se indica el prefijo numeral griego de acuerdo al número de átomos de carbono o el radical alquilo y se adiciona la terminación –ol. Por ejemplo:

CH3 OH

metanol

OHCH3

etanol

CH3

OH

propanol

CH3

OH

CH3

isopropanol

En el caso de estructuras ramificadas, se utilizna como base las reglas de nomenclatura de los alcanos, indicando la posición del grupo hidroxilo (-OH) y cambiando la terminación –ano por –ol. Por ejemplo, veamos cómo se nombra el siguiente compuesto:


122

CH3

CH3

CH3

OH

CH3

1. Localizar la cadena principal. Se identifica a la cadena más larga de átomos de carbono que contenga el grupo hidroxilo (-OH). En este caso la cadena está señalada en rojo.

CH3

CH3

CH3

OH

CH3

2. Numerar la cadena principal. Se enumera la cadena a partir del extremo por el cual se obtenga la menor numeración posible para indicar la posición del carbono que soporta el grupo hidroxilo.

CH3

CH3

CH3

OH

CH3

12

34

56

3. Nombrar grupos alquilo. Se nombran las ramificaciones unidas a la cadena principal, en

estricto orden alfabético.

CH3

CH3

CH3

OH

CH3

12

34

56

metilo

etilo

4-etilo, 5-metilo 4. Organizar grupos múltiples. Cuando estén presentes más de un mismo radical, se utilizan


CH3

CH3

CH3

OH

CH3

12

34

56

metilo

etilo


123

4-etilo-5-metilo

5. Nombrar cadena principal. Después de escribir el nombre de todas las ramificaciones, se nombra la cadena principal con la terminación –ol, anteponiendo el número del carbono en el que localiza el grupo hidroxilo.

CH3

CH3

CH3

OH

CH3

12

34

56

metilo

etilo

4-etilo-5-metilo-3-hexanol

Otro grupo importante es el de los éteres, los cuales se caracterizan por contener un oxígeno unido a dos radicales alquilo. Para nombrarlos se mencionan los grupos alquilo unidos al oxígeno, en orden alfabético, seguidos de la palabra éter. Como se muestra a continuación:

CH3

OCH3

dimetiléter

CH3

O CH3

etilmetiléter

O

difeniléter

CH3

OCH3 CH3

etilisopropiléter

En el caso de éteres con estructuras más complejas, se nombra según la IUPAC considerando que uno de los radicales (el mayor si se trata de un éter asimétrico) es un hidrocarburo que lleva como sustituyente el grupo alquilo pequeño con el oxígeno, al que se denomina grupo alcoxi.

CH3 CH3

OCH3

2-metoxipentano

CH3 OCH3

CH3

CH3

1-isopropoxi-2-metilpropano

(isobutilisopropiléter)

OCH3

O

CH3

OCH3

1,3,5-trimetoxibenceno

Los alcoholes contienen al grupo –OH, y su terminación es -ol


124

Las aminas son otro importante grupo de sustancias que están presentes en muchos de los compuestos estructurales de los seres vivos, como son las proteínas. Las aminas se caracterizan por contener en lugar de oxígeno como los éteres, el elemento nitrógeno. Las aminas se clasifican en primarias, secundarias y terciarias, de acuerdo al número de sustituyentes alquilo del nitrógeno.

CH3 NH2

Amina primaria

CH3 NH

CH3

Amina secundaria

CH3 N

CH3

CH3

Amina terciaria

Se nombran utilizando como prefijo el radical o radicales unidos al átomo de nitrógeno, en estricto orden alfabético, y como sufijo la palabra –amina.

CH3 NH2

metilamina

CH3 NH

CH3

etilmetilamina

CH3 N

CH3

CH3

CH3

etilisopropilmetilamina

NH

CH3

CH3

CH3

etilispropilamina

Cuando la función amina actúa como sustituyente en la cadena principal se utiliza el prefijo –amino.

CH3 CH3

CH3NH2

2-amino-4-metilpetano

Los éteres presentan –O- en su cadena y su terminación es –éter.

Las aminas contienen N en su cadena y su terminación es –amina.


125

4.1.4. Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos Los aldehídos son una clase de compuestos que poseen un grupo carbonilo (-C=O) unido al menos a un hidrógeno (H-C=O). Para nombrar a los aldehídos, la cadena principal debe contener al carbono carbonílico y ser la más larga y ramificada posible, cuyo nombre será el del alcano correspondiente, pero con la terminación –al.

O

H H

metanal

O

H CH3

etanal

O

HCH3

propanal

O

H CH3

butanal

Para nombrar a los aldehídos ramificados, deben seguirse las reglas descritas para nombrar a los alcanos.Cabe señalar que no es necesario indicar la posición del carbono carbonílico, dado que siempre lleva el número 1.

Las cetonas son otro grupo de compuestos que, al igual que los aldehídos, poseen en su estructura un carbono carbonílico (-C=O), pero con la diferencia de que en las cetonas dicho grupo no posee enlaces con hidrógeno, de modo que está unido a otros dos carbonos mediante enlaces sigma. La nomenclatura IUPAC de las cetonas sigue las mismas reglas y consideraciones que se aplican para los alcanos, con la diferencia de que la terminación del nombre de la cadena principal cambia de –ano a –ona, además de que se debe indicar la posición del carbono carbonílico.

Los aldehídos poseen el grupo carbonilo unido carbono y a un hidrógeno, su terminación es -al.


126

CH3 CH3

O

2-propanona

CH3

O

CH3

2-butanona

O

CH3CH3

3-pentanona

CH3

CH3

OCH3

CH3

CH3

4-etil-2,5-dimetil-3-hexanona

O

CH3

3-metilciclohexanona

CH3

CH3

O

CH3

3-metil-2-butanona

Los ácidos carboxílicos son un grupo de compuestos que contienen además de carbono carbonílico (-C=O) el grupo hidroxilo (-OH). Para nombrar a esta familia de compuestos, se inicia con la palabra ácido seguida del prefijo griego que indica el número de carbonos (incluyendo el carbonílico) y finalizando co la terminación –oíco.

OH

O

CH3

Ácido etanoíco

OHCH3

O

Ácido propanoíco

OH

O

CH3

CH3

Ácido 3-metilbutanoíco

Existen compuestos que contienen más de un grupo funcional en su estructura, para ello se elige el grupo de mayor prioridad de acuerdo a la tabla 10. Como se puede apreciar los compuestos de mayor prioridad son los ácidos carboxílicos, seguidos por los aldehídos y cetonas, alcoholes, aminas y por último los alquenos y alquinos. El sufijo del nombre del compuesto corresponde al grupo funcional de mayor prioridad, los demás grupos se citan como sustituyentes (prefijos).

Grupo funcional Nombre como sufijo Nombre como prefijo

Los ácidos carboxílicos poseen el grupo carbonilo unido carbono y a un -OH, su nombre se forma iniciando con la palabra ácido, seguida del numeral griego y

la terminación -oíco.

Las cetonas contienen el grupo carbonilo unido dos átomos de carbono, y su terminación es -ona.


127

Ácido carboxílico Ácido -oíco carboxi Aldehído -al oxo cetona -ona oxo amina -amina amino alqueno -eno alquenil alquino -ino alquinil alcano -ano alquil

Tabla 10. Prioridad de algunos grupos funcionales

Para comprender mejor esta situación, vayamos a ver los siguientes ejemplos:

CH3

CH3

CH3

OHO

3-hidroxi-7-metil-5-nonanona

CH3 CH3

O

O H

OH

2-(1-hidroxietil)-3-oxohexanal

En el primer caso, el grupo de mayor prioridad es la cetona y en el segundo caso el aldehído, los grupos restantes fueron nombrados como sustituyentes de la cadena principal.

Actividad 4. Foro: identificando grupos funcionales

Esta actividad se realizará en dos fases, en la primera, debes buscar algunos datos de varios medicamentos que te servirán para que, en la segunda fase, participes en el foro de discusión.

Antes de participar en el foro.

1. Selecciona 10 medicamentos presentes en tu botiquín e investiga su estructura química y nombre.

2. Señala los grupos funcionales presentes en cada una de las estructuras de los medicamentos.

Participación en el foro

1. Responde:


128

¿Cuál es el grupo o grupos funcionales que más se repiten en los medicamentos?

¿A qué consideras que es debida la presencia de estos grupos funcionales en los medicamentos?

2. Intercambia opiniones con tus compañeros y recuerda ser respetuoso con tus comentarios.Tu Facilitador (a) retroalimentará tu participación.

Descarga la Rúbrica de foro para que conozcas los parámetros de evaluación

Actividad 5. Nomenclatura Orgánica

Para realizar esta actividad es importante que tengas presente las estructuras de los principales grupos funcionales, de esta manera te será más fácil nombrar a los compuestos.

1. Elabora una tabla en la que se indique el nombre del grupo funcional, estructura general, terminación y ejemplo.

2. El (la) Facilitador(a) te proporcionará una serie de 10 compuestos, ya sea nombre o fórmula, de los cuáles deberás establecersu fórmula o nombre según corresponda con base en las reglas de la IUPAC.

3. Explica cómo diferencias los siguientes grupos funcionales: alcanos de alquenos, aldehídos de cetonas, alcoholes de éteres y ácidos carboxílicos de aminas.


5. Sube tu archivo a la base de datos y espera los comentarios de tus compañeros. Es importante que tú también descargues al menos dos de los trabajos que suban, para que puedas realizar aportes con respeto y acierto.



129

Antes de revisar las propiedades químicas de los compuestos orgánicos, veamos cómo son las propiedades físicas, para ello realiza la siguiente actividad.

Actividad 6. Propiedades físicas

El (la) Facilitador(a) organizará equipos de tres integrantes y te asignará un número de equipo con el que realizarás la actividad.

1. Él (ella) proporcionará a cada equipo 1 grupo funcional con el que deberán realizar la actividad:

Investiguen los puntos de fusión y ebullición de los primeros 10 compuestos del grupo funcional asignado.

Grafiquen en Excel los datos y elaboren una conclusión respecto a la modificación de las propiedades al incrementarse el número de átomos de carbono.

2. Al finalizar la actividad guarden su primera versión del documento con la siguiente nomenclatura QUI_U4_A6E1_XX. Sustituyan las XX por el número de su equipo. *Recuerden que su archivo no deberá pesar más de 4MB.

3. Para poder subir su trabajo a la base de datos, es importante que asignen a un representante de equipo que será el encargado de subir la primera versión.

4. Suban el archivo a la base de datos y esperen los comentarios de sus compañeros. Es importante que ustedes también descarguen al menos dos de los trabajos que suban los demás equipos, para que puedan realizar aportes con respeto y acierto.

5. Consideren los aportes para mejorar su trabajo y suban, de manera individual, la segunda versión con la siguiente nomenclatura QUI_U4_A6E2_XX. Sustituyan las XX por el número de su equipo.En caso de dudas puedes participar en el foro, compartiéndolas.

4.1.5. Reacciones de adición, eliminación y sustitución Cada transformación química implica un cambio en la relación estructural de sus átomos. Al llevarse a cabo una reacción química se rompe algunos enlaces y se forman otros nuevos.


130

En química orgánica las reacciones se pueden realizar mediante dos tipos de ruptura de enlaces, la homolítica y la heterolítica. a) Ruptura homolítica, este tipo de ruptura tiene lugar cuando el enlace covalente se rompe de

manera equitativa; esto es cada uno de los fragmentos se lleva consigo a uno de los electrones que formaban el enlace original. Este proceso da lugar a especies química denominadas radicales libres.

b) Ruptura heterolítica; se presenta cuando la rotura del enlace es asimétrica, es decir, uno de

los fragmentos del enlace se queda con los dos electrones del enlace original. Este proceso origina la formación de iones, una especie cargada negativamente (anión) y otra cargada positivamente (catión).

Los principales tipos de reacciones que presentan los compuestos orgánicos son: la adición, la sustitución y la eliminación Las reacciones de adición son las que se presentan al haber enlaces múltiples como en el caso de los alquenos y los alquinos, así como en el grupo carbonilo de aldehídos y cetonas. Consisten en la adición de dos especies químicas al enlace múltiple de una molécula insaturada, tal y como se indica en la siguiente ecuación:


131

C C

H

HH

H

+ A Z C C

H

H

A Z

H

H

En este caso la reacción se lleva a cabo mediante la formación de iones, por una adición electrofílica porque comienzan con el ataque del electrófilo (aceptores de electrones) al enlace múltiple, seguido de la adición del nucleofilo (dadores de electrones). En el caso de los alquenos y los alquinos, las reacciones de adición más comunes que se presentan son:

Nombre de reacción

Ejemplo

Hidrogenación

+ H2CH3 CH CH2 CH3 CH2 CH3

CH3 C CH + H2 CH3 CH CH2

Halogenación

+ Cl ClCH3 CH CH2 CH3 CH CH2

Cl Cl

CH3 C CH + Cl Cl CH3 C CH

Cl Cl Hidrohalogenación

+ H ClCH3 CH CH2 CH3 CH CH2

Cl H

CH3 C CH + H Cl CH3 C CH

Cl H


132

Hidratación

+CH3 CH CH2 CH3 CH CH2

OH H

OH2

CH3 C CH + CH3 C CH

OH H

OH2CH3 C CH2

O H

Como podrás apreciar los grupos que se adicionan al doble o triple enlace, lo pueden hacer en cualquiera de los dos carbonos, siempre y cuando el doble enlace sea simétrico (igual número de hidrógenos en cada átomo de carbono), de hecho se obtienen mezclas de compuestos (isómeros); sin embargo, cuando el enlace es asimétrico y la molécula a adicionarse contiene hidrógeno, este se adicionará al carbono con mayor número de hidrógenos, este fenómeno se explica mediante la regla de Markovnikoff que dice: Cuando un reactivo asimétrico se adiciona a de la insaturación que tenga el número mayor de hidrógenos, tal y como se muestra a continuación:

CH3-CH = CH2 + HBr → CH3-CH2 – CH2Br (menor proporción)

CH3-CH = CH2 + HBr → CH3-CHBr – CH3 (mayor proporción)

Las reacciones de sustitución son aquellas en las que un átomo o grupo atómico es sustituido o desplazado por otro. La siguiente ecuación representa un proceso de sustitución.

H C

H

A

H

+ Z H C

H

Z

H

+ A

Se pueden clasificar como reacciones de sustitución por radicales libres, de sustitución nucleofila o de sustitución electrófila. Las reacciones de eliminación constituyen el proceso inverso a las reacciones de adición y consiste en la pérdida de átomos, o grupo de átomos de una molécula, con formación de enlaces múltiples o anillos.

C C

H

HH

H

+ A ZC C

H

H

A Z

H

H


133

La reacción de deshidratación de alcoholes para formar un alqueno o la reacción de deshidrobromaciòn inducida por bases son ejemplos de reacciones de eliminación

Actividad 7. Reacciones orgánicas

1. Investigay redacta en un documento de texto las reacciones que se realizan en los siguientes fenómenos:

Combustión de gas en una estufa.

Obtención de vinagre por fermentación

Combustión de una vela

Respiración

2. A manera deconclusión, en el mismo documento, indicael proceso que más hallaste en los fenómenos pasados.

3. Alfinalizar la actividad guarda tu documento con la siguiente nomenclatura QUI_U4_A7_XXYZ. Sustituye las XX por las dos primeras letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu documento no deberá pesar más de 4MB.

4. Sube tu archivo a la base de datos y espera los comentarios de tus compañeros. Es importante que tú también descargues al menos dos de los trabajos que suban, para que puedas realizar aportes con respeto y acierto.

5. Considera los comentarios que tus compañeros(as) hagan a tu trabajo para mejorarlo; en caso de dudas puedes compartirlas en el foro.

4.2. Macromoléculas Otro grupo importante de compuestos orgánicos son las macromoléculas, las cuales son sustancias de elevada masa molecular, que contienen unidades estructurales repetidas, llamadas monómeros. En este caso estudiaremos a las denominadas biomoléculas que constituyen a todos los seres vivos.


134

Las biomoléculas, al igual que todos los compuestos orgánicos, están constituidas principalmente por carbono, hidrógeno, oxígeno, fósforo y azufre. Las más importantes son los Carbohidratos, Proteínas y Lípidos. Las cuales analizarás de manera individual para conocer sus características y propiedades.

4.2.1. Carbohidratos La fuente principal de energía para los seres vivos son los carbohidratos. Son compuestos que contienen carbono, hidrógeno y oxígeno. Durante el metabolismo se queman para producir una gran cantidad de energía y liberan dióxido de carbono y agua. Los carbohidratos se pueden dividir en tres grupos:

Monosacáridos

Disacáridos

Polisacáridos Los monosacáridos son los carbohidratos más sencillos, también conocidos como azúcares simples, los tres más comunes son: glucosa, fructosa y galactosa (figura 9).

OH

O

H OH

OH H

H OH

H OH

OH

OH H

H OH

H OH

O

OH

OH

O

H OH

OH H

OH H

H OH

Figura 9. Estructuras de la glucosa, fructosa y galactosa respectivamente

Como podrás apreciar en su estructura están presentes los grupos funcionales aldehído, cetona y alcoholes, por estos últimos es que se les dio en un inicio el nombre de carbohidratos, pues se pensaba que eran moléculas hidratadas. La glucosa se encuentra en frutas, verduras y otros vegetales. La glucosa es el principal metabolito en la obtención de energía, se oxida para producir dióxido de carbono y agua, que se eliminan con la respiración.La fructosa se encuentra en la miel de abeja y algunos jugos de frutas. La galactosa es un monosacárido que se forma, cuando las enzimas fraccionan la lactosa o azúcar de la leche. Aunque se pueden representar en forma abierta, los monosacáridos de cinco o más carbonos se encuentran fundamentalmente en forma cerrada, debido a que el grupo carboxilo forma parte de


135

un anillo hemiacetalico, al reaccionar con un alcohol de la misma molécula. El anillo puede ser de 5 o 6 átomos. Si tienen cinco átomos la forma se llama furanosa, por analogía con la estructura del heterociclo furano, y si tiene 6 átomos, la forma se llama piranosa, por su analogía con la estructura del pirano. Los monosacáridos forman anillos al reaccionar los alcoholes de la misma molécula, mediante la formación de hemiacetales, como se indica a continuación:

Figura 10. Formación del hemiacetal en la glucosa

En este caso se forman la α-D-glucopiranosa (alcohol en carbono 1 hacia arriba) y la β-D-glucopiranosa (alcohol en carbono 1 hacia abajo), llamadas piranosas por su similitud con el pirano. Los disacáridos, compuestos de azúcares simples, necesitan que el cuerpo los convierta en monosacáridos para poder asimilarlos. Ejemplos de disacáridos son la sacarosa, la lactosa y la maltosa. La sacarosa es el nombre científico del azúcar que habitualmente utilizamos para endulzar nuestras bebidas. La lactosa es el disacárido que se encuentra en la leche humana y animal. La maltosa se encuentra en las semillas germinadas. En un disacárdo los monosacáridos se unen mediante enlaces glicosídicos

Figura 11. Enlace glucosídico de un monosacárido


136

Compuesto Unidades componentes Maltosa (glucosa- glucosa)

Sacarosa (glucosa-fructosa) Lactosa (glucosa-galactosa)

Celobiosa (glucosa-glucosa) Tabla 11. Monosacáridos componentes de algunos disacáridos

Los polisacáridos son los carbohidratos más complejos. Ejemplos de polisacáridos son: el almidón, y la celulosa. La celulosa es un homopolímero de la D-glucosa sumamente insoluble en agua. Sus enlaces glucosídicos del acetal son beta, lo que pone a todos los sustituyentes en posición ecuatorial, dando como resultado un políemro muy estable. Forma parte de la madera y del algodón. Cuando cualquiera de los carbohidratos digeribles se consume en exceso, el organismo los convierte en grasa que se deposita como tejido adiposo debajo de la piel. El almidón es una fuente de energía importante para los seres humanos. Es una mezcla de dos polímeros: la amilopectina (80%), insoluble en agua y la amilosa (20%), soluble en agua. En ambos casos, también es un homopolímero de la D-glucosa. Los enlaces glucosídicos son α-1,4´ en su mayoría y α-1,6´en menor proporción. Se encuentra en los granos de cereales, así como en raíces comestibles tales como las papas. El almidón se libera durante la cocción, cuando el calor rompe los gránulos.

Figura 12. Estructuras de la celulosa y el almidón


137

4.2.3. Lípidos Los lípidos son sustancias químicamente muy diversas. Sólo tienen en común el ser insolubles en agua u otros disolventes polares y solubles en disolventes no polares u orgánicos, como el benceno, el éter, la acetona, el cloroformo, etc. Los lípidos desempeñan funciones importantes en los seres vivos, entre las que encontramos las siguientes:

a) Estructural: son componentes estructurales de las membranas celulares. b) Energéticas: sirven de reserva energética, pues proporcionan una gran cantidad de

energía. c) Protectora: las ceras impermeabilizan las paredes celulares de los vegetales y de las

bacterias y tienen funciones protectoras en los insectos y en los vertebrados. d) Transportadora: Sirven de transportadores de sustancias en los medios orgánicos. e) Reguladora del metabolismo: Contribuyen al funcionamiento normal del organismo: las

vitaminas A, D, K y E, las hormonas sexuales, entre otras. f) Reguladora de la temperatura: Regulan la temperatura corporal de algunos animales de

aguas frias. Los lípidos se clasifican en:

Ácidos grasos

Acilglicéridos

Ceras

Fosfolípidos

Esteroides Los ácidos grasos son ácidos orgánicos de elevado número de átomos de carbono. La cadena puede o no contener dobles enlaces. En el primer caso se dice que el ácido graso es insaturado y en el segundo, saturado. Los ácidos grasos se diferencian por el número de carbonos y la posición de los dobles enlaces.

Figura 13. Estructura de un ácido graso saturado e insaturado.


138

Los acilglicéridos o grasas son ésteres de la glicerina y de los ácidos grasos. Si un ácido graso se une a la glicerina, tendremos un monoaciglicérido, si son dos, un diacilglicérido, y si son tres, un triacilglicérido o triglicérido, también llamados grasas neutras. Los ácilglicéridos sencillos contienen un solo tipo de ácido graso, mientras que los mixtos tienen ácidos grasos diferentes.

Figura 14. Estructura de un ácilglicérido o triglicérido.

Las ceras son ésteres de un monoalcohol y de un ácido graso, ambos de cadena larga: Los fosfolípidos forman parte de las membranas celulares. Derivan de la glicerina o de la esfingosina, un alcohol más complejo. Los derivados de la glicerina se4 llaman fosfoglicéridos y los que derivan de la esfingosina: esfingolipidos. Los esteroides son lípidos derivados del ciclo del esterano (ciclopentano-perhidrofenantreno). Muchas sustancias importantes de los seres vivos son esteroides o derivados de los esteroides. Por ejemplo: el colesterol, los ácidos biliares, las hormonas sexuales, las hormonas de la corteza suprarrenal, muchos alcaloides, etc.


139

Figura 15. Estructuras de algunos esteroides.

4.2.4. Proteínas Las proteínas son moléculas orgánicas complejas que se encuentran en células animales y vegetales. Son polímeros en los que se tienen como unidades monoméricas a los aminoácidos. Las proteínas tienen diversas funciones, entre las más importantes encontramos su función enzimática, en las que funcionan como catalizadores para acelerar los procesos bioquímicos de los seres vivos. Las proteínas están constituidas de largas cadenas de unas sustancias denominadas aminoácidos. Por hidrólisis de proteínas se han identificado 20 aminoácidos distintos. Los aminoácidos poseen dos grupos funcionales característicos: un grupo amino –NH2 y un grupo carboxílico –COOH (figura 16).


140

Figura 16. Estructura general de un aminoácido

De todos los aminoácidos naturales, existen unos que pueden ser sintetizados por las células del organismo humano a partir de materiales sencillos que contengan C, O, H y N, pero otros tienen que adquirirse necesariamente con la dieta. Estos últimos se denominan aminoácidos esenciales para la especie humana, y son: valina, leucina, isoleucina, treonina, metionina, fenilamina, triptófano y lisina. Para formar las proteínas los aminoácidos se unen mediante enlaces peptídicos; el cual es un enlace covalente que se establece entre el grupo carboxilo de un aminoácido y el grupo amino del siguiente, dando lugar al desprendimiento de una molécula de agua (figura 17).

Figura 17. Formación del enlace peptídico entre dos aminoácidos


141

Las proteínas básicamente presentan 4 estructuras: la primaria, la secundaria, la terciaria y la cuaternaria. La estructura primaria está determinada por la secuencia de aminoácidos en el cadena proteica, es decir, el número de aminoácidos y el orden en que están enlazados:

Figura 18. Estructura primaria de una proteína

La estructura secundaria es la disposoición de la secuencia de aminoácidos en el espacio. Los aminoácidos, a mediad que van siendo enlazados y gracias a que tienen capacidad de giro en sus enlaces, adquieren una posición espacial estable. Existen dos tipos de estructura secundaria:

1. La alfa-helice 2. La lamina beta

Figura 19. Estructuras secundarias de una proteína.


142

La estructura terciaria informa sobre la disposición de la estructura secundaria de un polipéptido al plegarse sobre sí misma originando una conformación globular.

Figura 20. Estructura terciaria de una proteína.

La estructura cuaternaria informa de la unión, mediante enlace débiles (no covalentes) de varias cadenas polipeptídicas con estructura terciaria, para formar un complejo proteíco. Cada una de estas cadenas reciben el nombre de protómero (figura 21).

Figura 21. Estructura cuaternaria de la proteína hemoglobina


143

Actividad 8. Enzimas en verduras

Realiza el experimento y observa cuál de las verduras contiene mayor cantidad de la enzima catalasa.

6. Para realizar la actividad reúne el siguiente material: a. 5 vasos pequeños. b. 1 botella de peróxido de hidrógeno. c. 5 diferentes verduras y frutas (papa, jitomate, zanahoria, manzana y

tomate). d. jabón líquido para lavar trastes.

7. Una vez que has conseguido todo, realiza lo siguiente: a. Corta pedazos de la fruta o verdura de tamaños muy semejantes de 1cmx

1cmx1cm. b. Coloca agua oxigenada en los vasos, la misma cantidad

(aproximadamente 2 cm). c. Adiciona dos gotas de jabón líquido a cada vaso. d. Agrega un trozo de verdura o fruta por vaso. e. Observa y anota lo que sucede. ¿en qué vaso se presentó mayor cantidad

de espuma? ¿a qué se debe? f. Elabora un cuadro anotando 5 cruces para el de mayor cantidad de

espuma y 1 cruz para el de menor.


Título

Nombre

Introducción

Modeloteórico

Desarrollo

Datos

Análisis de datos

Resultados

Conclusiones

Bibliografía

9. Guarda tu documento con la siguiente nomenclatura QUI_U4_A8_XXYZ.

10. Envía tu reporte a tu Facilitador(a) mediante y espera su retroalimentación.


144

Autoevaluación Es momento de comprobar los conocimientos y las habilidades desarrolladas con el estudio de esta unidad. Para ello, contesta la autoevaluación que se te presenta.

Evidencia de aprendizaje. Implementación del proyecto: Cuidando el medio ambiente.

Al finalizar la asignatura deberás entregar un proyecto de investigación, el cual debe estar relacionado con alguno de los siguientes temas:


Biocombustible

Tratamiento del aceite de cocina

En la tercera Unidad realizaste la planeación del proyecto. Ahora corresponde llevar a cabo su ejecución o implementación.

Con base en tu planeación, en forma hipotética desarrolla el proyecto y plantea los posibles resultados e inconvenientes que tendrá.Efectúa lo que se te indica a continuación:

1. Realiza, en un documento de texto, un reporte del desarrollo del proyecto que contenga los apartados siguientes: o Desarrollo del proyecto de acuerdo a la planeación y cronograma de

actividades. o Resultados (plantea todas las reacciones o transformaciones orgánicas que

se realicen en el proyecto, indicando la naturaleza de cada uno de los compuestos involucrados, nombre y propiedades físicas y químicas).

o Análisis de resultados. o Conclusiones. o Referencias de acuerdo al formato APA.

10. Guarda tu reporte con el nombre QUI_U4_EU_XXYZ. Sustituye las XX por las primeras dos letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu archivo no debe pesar más de 4 MB.

11. Envía tu documento a tu Facilitador (a) para obtener la retroalimentación correspondiente.


145

12. Consulta la Escala de evaluación para conocer los criterios de evaluación de la evidencia de aprendizaje.

Cierre de la unidad Como te habrás dado cuenta, los compuestos orgánicos son un grupo de sustancias bastante heterogéneas y que tienen una gran facilidad para reaccionar y dar lugar a otras sustancias, además de que existen numerosas sustancias con la misma cantidad de elementos que presentan un arreglo estructural diferente. En esta unidad revisamos algunas de las reacciones básicas que sufren los compuestos; sin embargo, en la realidad sufren muchas más. Finalmente revisamos las macromoléculas más importantes como son: los lípidos, los carbohidratos y las proteínas, que tienen funciones especiales en los seres vivos y sin las cuales no sería posible la vida. En la última unidad de nuestro curso analizaremos la forma en la que las sustancias se interrelacionan para dar lugar a nuevos productos mediante las llamadas ecuaciones químicas, las cuales deben cumplir la ley de la conservación de la materia, establecida por Lavoisier.

Consideracionesespecíficas de la Unidad A lo largo de esta Unidad se realizarán una serie de actividades experimentales, cuyo propósito es que desarrolles la competencia de observación y análisis, para proponer modelos que te permitan describir el fenómeno. También se cuenta con un cuadernillo de ejercicios, para que al realizarlos puedas afianzar los contenidos revisados. Para ello, te sugerimos realizar en forma individual cada uno de los ejercicios, para que posteriormente socialices tus resultados con tus compañeros, mediante el uso del foro de dudas. En la siguiente tabla encontrarás los ejercicios que puedes realizar de acuerdo a los temas revisados.

Contenidos Ejercicios sugeridos

4.1.1. Conceptos fundamentales 1 ii. Alcanos, alquenos y alquinos 2, 3, 4, 5, 6

iii. Alcoholes, éteres y aminas 7, 8 iv. Aldehidos, cetonas, ácidos

carboxílicos 9, 10


146

Para saber más Lee el artículo “Radicales libres, antioxidantes naturales y mecanismos de protección” deMarcia Avelloy Mario Suwalsky, en el que encontrarás más detalle de la utilidad de los radicales libres para una gran variedad de reacciones metabólicas. Consulta y realiza los ejercicios que se encuentran en el Cuadernillo de ejercicios.

Fuentes de consulta

Brady, J. E. (2003). Química Básica principios y estructura. México, Limusa Wiley.

Chang, R. (2007). Química. China, McGrawHill.

Choppin, G. R., & Summerlin, L. R. (2004). Química. México, Mexico Publicaciones Culturales.

Dingrando, L. e. (2003). Química materia y cambio. Colombia, McGrawHill.

Kotz, J. C. (2005). Química y recatividad química. México, Thomson Learning.

MacMurry, J. (2009). Química Orgánica. México, Thomson Paraninfo.

Morrison. (1999). Química Orgánica. México, Fondo Educativo Interamericano.


147

Presentación de la unidad En la unidad 4, revisamos la composición y comportamiento de las moléculas orgánicas, la forma adecuada de nombrarlas de acuerdo a lo establecido por la IUPAC, así como sus principales tipos de reacciones; además de las principales macromoléculas importantes para todo proceso biológico. Sin embargo, alguna vez te has preguntado: ¿Cómo determinar la cantidad de contaminantes que se producen? ¿Cuánta gasolina será necesaria para recorrer cierta distancia? ¿Qué cantidad de alcohol se produce en una fermentación? Estas y otras preguntas las resolveremos a lo largo de esta unidad, en la que revisaremos la estequiometría de una reacción, es decir, las relaciones cuantitativas que se establecen entre los reactivos y productos. Con ello, podremos predecir las cantidades de materia prima que se requieren para obtener cierto producto o la cantidad de sustancia generada en un proceso determinado. Todas estas transformaciones siguen un balance de masa, el cual está regido por la ley de la conservación de la materia.

Propósitos En la presente unidad analizarás la forma en la que reaccionan las sustancias, así como las relaciones cuantitativas que se establece en todo cambio químico. Esto te permitirá conocer la cantidad que debes agregar de

reactivos para obtener la masa deseada de productos en un proceso determinado.


Calcula la materia involucrada en una reacción química para identificar la

cantidad que se transforma aplicando los principios de la ley de la conservación de la materia.


148

5.1. Balanceo de reacciones Como recordarás los compuestos químicos se representan por medio de fórmulas en la que cada uno de los elementos constituyentes se indica mediante un símbolo y el número de átomos de cada elemento con un subíndice numérico (entero). Estas sustancias al unirlas pueden sufrir una reacción química dando como productos otros elementos y/o compuestos; la representación de esos procesos es lo que llamamos ecuación química. Una ecuación química contiene información acerca de las cantidades de reactivos y productos que participan en el proceso. Las ecuaciones químicas pueden interpretarse en términos de átomos y moléculas (en la nanoescala) o bien en términos de gramos, moles o litros (en la macroescala). En la ecuación química se escriben los reactivos a la izquierda y los productos a la derecha separados por una flecha, que indica el sentido de la reacción. También se pueden indicar las condiciones de la reacción (temperatura, luz, presión, etc.), el estado físico tanto de reactivos como de productos ( gas, líquido, sólido y acuoso), tal y como se muestra en la figura 1.

Figura 1. Partes de una ecuación química en la que se representa un proceso.


149

Figura 2. Balance de masa en una reacción química.

Todas las reacciones químicas están regidas por la Ley de la conservación de la materia, por lo que en términos generales la cantidad en masa de reactivos será la misma de productos. Por ello, toda reacción deberá tener un balance de masa, esto se logra mediante el balanceo, en el que la cantidad de elementos presentes en los reactivos deberá ser el mismo en los productos, sin importar la especie química en la que se encuentren.

Figura 3. Ejemplo de la ley de la conservación de la materia

Sin embargo, antes de entrar a analizar el balanceo de ecuaciones, veamos cómo se clasifican las reacciones de acuerdo al proceso realizado.


150

Actividad 1. Foro: Dudas sobre Química Este foro tiene la finalidad de que compartas tus dudas de la asignatura, de manera general. Participa en el foro de dudas, de la siguiente forma:


6. Comparte en todo momento, tus inquietudes relacionadas con la materia. Recuerda que el Foro estará abierto a lo largo de la asignatura.

7. Comenta, por lo menos, dos de las aportaciones hechas por otros de tus compañeros(as), y a partir de sus respuestas busca mejorar, complementar o corregir su aportación.


Actividad 2. Foro: Cambios en la materia Realiza el experimento y observa lo que sucede al agregar la tableta efervescente al agua.

4. Para llevar a cabo la actividad reúne el siguiente material: - 1 botella pequeña de refresco (de preferencia de vidrio) - 1 globo mediano - 1 tableta de Alka Seltzer - ¼ de un vaso con agua - Cuaderno y pluma - Cámara (digital o análoga)


g) Con cuidado parte el Alka seltzer en varios pedazos y colócalos dentro del globo.

h) Coloca el agua dentro de la botella. i) Coloca el globo sobre la boca de la botella. j) Deja caer los trozos de la tableta sobre el agua. k) Anota y toma fotografías de lo que ocurre. l) Responde ¿qué sucede?, ¿es un cambio químico o físico?, ¿por qué? m) Repite el experimento sin el globo, agregando la tableta directamente a la

botella con agua y responde ¿sucedió el mismo fenómeno?, ¿qué diferencia hubo?


151

Participación en el Foro

Responde:

¿El fenómeno ocurrido es un cambio químico o físico?, ¿por qué?

¿Cómo demostrarías la ley de la conservación de la materia?

¿Qué sustancias se producen?

¿Cómo podrías determinar la cantidad de productos generados? Intercambia opiniones con tus compañeros(as) y recuerda ser respetuoso con tus comentarios. Tu Facilitador(a) retroalimentará tu participación. Descarga la Rúbrica de foro para que conozcas los parámetros de evaluación.

5.1.1. Tipos de reacciones En nuestro alrededor ocurren una gran cantidad de reacciones químicas, al encender una vela, la estufa, la fotosíntesis, la digestión de los alimentos, la respiración, la descomposición de la comida, entre otras. Todas ellas llevan consigo transformaciones de la materia, que resulta de gran interés su estudio para comprender en primer término nuestro entorno y en segundo, para conocer la forma en la que podemos hacer útil esas transformaciones en nuestra vida cotidiana. Las reacciones químicas para su estudio se han clasificado básicamente en cuatro tipos: Síntesis, Descomposición, Desplazamiento y Metátesis o doble desplazamiento. Las reacciones de síntesis se presentan cuando dos o más sustancias, elementos o compuestos, se combinan para formar un solo producto, por ejemplo:

En el caso de las reacciones de descomposición ocurre lo contrario que en las de síntesis, es decir, un compuesto da lugar a otros elementos o compuestos.

En las reacciones de desplazamiento un elemento sustituye a otro en un compuesto.


152

Finalmente, en las reacciones de metátesis o doble desplazamiento, dos elementos de compuestos diferentes se intercambian.

Tipos Definición Ejemplo

Síntesis Dos o más reactivos se

combinan para formar un producto.

Descomposición Un reactivo se rompe para

formar dos o más productos.

Desplazamiento Un elemento desplaza a otro en

un compuesto.

Metátesis o doble desplazamiento

Dos reactivos se entremezclan, intercambiando elementos.

Tabla 1. Principales tipos de reacciones, definición y ejemplos

5.1.2. Balanceo por ensayo y error Toda ecuación química que represente un proceso químico debe estar balanceada o ajustada, es decir, debe cumplir con la ley de la conservación de la materia. Eso implica que el número total de átomos de un elemento , a la izquierda de la flecha debe ser igual al número total de átomos del elemento a la derecha de la flecha. El balanceo puede efectuarse de varias formas: por tanteo o ensayo y error, por el método algebraico y por oxidación-reducción. En el método de ensayo y error o tanteo, se analiza la ecuación para determinar si el número de átomos de un elemento a la izquierda es igual a la derecha de la flecha; si no lo es se colocan arbitrariamente coeficientes y se vuelve a checar; si siguen siendo diferentes, colocamos otros coeficientes y checamos hasta que sean iguales. Es importante mencionar, que en este proceso nunca se deben cambiar los subíndices, ya que al colocar un coeficiente antes de una fórmula solo cambia la cantidad y no la identidad de la sustancia. Recordemos que cuando el valor del coeficiente es uno, no se coloca ya que éste está implícito. Para ver esto, veamos un ejemplo: Si requerimos balancear la siguiente ecuación:


153

Primero se analiza el número de átomos de cada especie tanto en reactivos como productos, para determinar cual requiere ser ajustado.

Reactivos Productos

)

Como podrás observar los átomos de hidrógeno y oxígeno son los que requieren ser balanceados, para ello en primer lugar se coloca un coeficiente 2 a la molécula del agua para tratar de balancear al hidrógeno, revisemos nuevamente la ecuación:

Reactivos Productos

Se observa que carbono e hidrógeno han sido balanceados, sólo falta ajustar el oxígeno, para ello se coloca un coeficiente 2 a la molécula de oxígeno y volveremos a revisar la ecuación:

Reactivos Productos

Ahora se ve que el número de cada uno de los átomos en ambos lados de la flecha es el mismo y decimos que nuestra ecuación está ajustada o balanceada. La ecuación nos indica que una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir dos moléculas agua y una molécula de dióxido de carbono.


154

Figura 4. Reacción de combustión del metano balanceada

Repasemos el procedimiento con este otro ejemplo:

1. Analizamos la ecuación, para determinar las especies que requieren ser balanceadas.

Reactivos Producto s

2. Colocamos el coeficiente 2 al dióxido de carbono para balancear al carbono:

Reactivos Productos

3. Ahora colocamos un coeficiente 3 al agua para balancear los hidrógenos:


155

Reactivos Productos

4. Finalmente, colocamos un coeficiente 3 a la molécula de oxígeno para balancear los oxígenos:

Reactivos Productos

Sin embargo, no toda ecuación resulta fácil para balancear por el método de tanteo, para ello podemos utilizar el método algebraico que consiste en colocar letras (literales) a cada uno de los compuestos o elementos que participan en la reacción, para después plantear una ecuación algebraica para cada uno de los elementos. Posteriormente se elige una de las letras, preferentemente la que proporcione mayor respuesta a los otros coeficientes, para asignarle un valor numérico que sea arbitrario. Finalmente, se resuelven las ecuaciones y se sustituyen las literales por los valores obtenidos. Veamos el procedimiento con un ejemplo: Si queremos balancear por el método algebraico la siguiente ecuación:

Primero colocamos letras (coeficientes) a cada uno de las sustancias participantes:

Ahora planteamos una ecuación para cada elemento:


156

Observamos que la letra es la que más se repite en las ecuaciones y le asignamos un valor de 2. Si sustituimos el valor de 2 en la ecuación 3, conoceremos el valor de :

Despejando y sustituyendo el valor de , tendremos:

Ahora sustituimos los valores de y en la ecuación 2, para conocer el valor de :

Sustituyendo tendremos:

Despejando , tendremos que:

De la ecuación 1 despejamos y sustituimos los valores de y :

Finalmente de la ecuación 4 despejamos y sustituimos los valores de y


157

De acuerdo a lo anterior los valores de los coeficientes son: , , , y

, por lo que la ecuación quedaría de la siguiente forma:

Es deseable que los coeficientes de las ecuaciones sean números enteros y para ello nuestra ecuación la multiplicamos por 3 y de esta manera eliminamos los denominadores:

5.1.3. Balanceo por oxidación-reducción

Seguramente has escuchado la palabra antioxidante, principalmente en productos de belleza para evitar la vejez prematura o en algunos comentarios caseros cuando dejamos al aire

algún fruto mordido o partido por un tiempo, solemos decir que se óxido. Como verás este proceso es algo bastante común que ocurre a nuestro alrededor. Pero, ¿qué es la oxidación? La oxidación es un cambio químico en el que un átomo pierde electrones o bien, es la reacción en la que un átomo aumenta su número de oxidación.

Sin embargo, cuando ocurre una oxidación, también hay una reducción. La reducción es un cambio químico en el cual un átomo gana electrones, o es la reacción en la que un átomo disminuye su número de oxidación.

Como mencionamos, la oxidación y la reducción son procesos que ocurren simultáneamente, ya que el número de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción.

Un elemento se oxida al perder electrones y un elemento se reduce al ganar electrones.


158

Cuando una especie química se oxida (pierde electrones), se dice que es un agente reductor porque hace que la otra especie se reduzca; y por el contrario, si una especie se reduce se dice que es un agente oxidante, pues logra que la otra especie se oxide.

Se oxida (agente reductor)

Se reduce (agente oxidante)

Para saber que especie se oxida y cuál se reduce, se requiere conocer los estados de oxidación de los elementos antes y después de la reacción. Recordemos que el número de oxidación es la carga que cada elemento adquiere al ganar o perder electrones al combinarse químicamente con otro. Existen algunas reglas básicas para establecer los estados de oxidación de los elementos, estas son:

1. Los elementos en estado libre tendrán un número de oxidación igual a cero, tanto en estado atómico como molecular ( , , , , , etc.).

2. Los elementos del grupo de la tabla periódica tienen un número de oxidación , sólo en el caso de los hidruros el hidrógeno trabaja con .

3. Los elementos del grupo tendrán un número de oxidación igual a .

4. El oxígeno en la mayor parte de los compuestos trabaja con un número de oxidación de , aunque en los peróxidos su número de oxidación será de .

5. Los halógenos cuando no están combinados con oxígeno tienen un número de oxidación

igual a 1-.

6. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos que forman una molécula neutra es cero. Si se trata de un ión, la suma será igual a la carga del ión.

Por ejemplo, los números de oxidación de los elementos en los siguientes compuestos son: NaCl

El agente oxidante se reduce y el agente reductor se oxida.


159

( Notarás que en todos los ejemplos la suma de los números de oxidación de los elementos involucrados es cero. Las reacciones en las que se ven involucrados procesos de oxidación y reducción, en muchas ocasiones, son difíciles de balancear por el método del tanteo, por lo que existe el método de oxidación-reducción para ello. El método de balanceo por oxido-reducción se basa en que el aumento total en el número de oxidación de los átomos que se oxidan ha de ser igual a la disminución total de los números de oxidación de los átomos que se reducen, por tanto, el número de electrones que se gana o se pierde debe ser el mismo. Para llevar a cabo el balanceo oxidación-reducción (redox), se tienen que seguir los siguientes pasos, para lo cual iremos resolviendo un ejemplo:

1. Escribir la ecuación química completa y correctamente.

2. Anotar sobre el elemento el número de oxidación correspondiente. 4+ 2- 1+ 1- 2+ 1- 0 1+ 2-

3. Se separan los elementos que se oxidan y reducen, escribiendo dos medias reacciones:

4+ 2+

se oxida (agente reductor) se reduce (agente oxidante)

4. Se balancea el número de átomos y se suman o restan los electrones, según se oxide o reduzca el elemento.


160

5. Se iguala el número de electrones en ambas semirreacciones, multiplicando toda la

semirreacción.

6. Se suman las dos semirreacciones, eliminando el número de electrones

7. Finalmente se colocan los coeficientes resultantes en la ecuación original, sin alterar las fórmulas de los compuestos o elementos involucrados.

8. En caso de que alguna especie no haya sufrido cambio, se balancea al final por el método del tanteo.

Veamos otro ejemplo, en el que balancearemos la siguiente reacción:

Los números de oxidación de cada elemento serán:

Los elementos cambian de número de oxidación, se separan en dos semirreacciones:

En este caso las dos semirreacciones tienen igual número de electrones


161

Se indica quién de ellos se oxida y quien se reduce, sumando o restando los electrones de acuerdo al proceso señalado:

se oxida (agente reductor)

se reduce (agente oxidante) Se iguala el número de electrones en ambas semirreacciones:

Se suman ambas semirreacciones, eliminando los electrones:

Se colocan los coeficientes en la ecuación original

En el caso del hierro como ya existen 2 en la fórmula, sólo se

multiplica por 2.

Actividad 3. Foro: ¿Se oxida o se reduce? Realiza el experimento y observa lo que sucede al hacer pasar una corriente eléctrica sobre el agua con sal.

1. Para llevar a cabo la actividad reúne el siguiente material: - 1 plato extendido - 2 puntillas para lapicero - 2 caimanes


162

- 1 pila cuadrada de 9v - sal - agua -Cámara (digital o análoga)


a) Coloca un poco de agua sobre el plato y adiciónale una pizca de sal, disuélvela.

b) Coloca los caimanes sobre los polos de la pila, y en el otro extremo colócales a cada uno, una puntilla para lapicero

c) Introduce ambas puntillas al agua con sal contenida en el plato. d) Anota y toma fotografías de lo que ocurre. ¿qué sucede? ¿es un cambio

químico o físico? ¿por qué? Investiga la reacción Participación en el Foro

3. Responde:

¿Qué reacción ocurrió?

¿Qué elemento se oxidó y cuál se redujo?

¿Qué elemento fue el agente oxidante y cuál el reductor?

¿En cuál de los polos se realizó la oxidación y en cuál la reducción? 4. Intercambia opiniones con tus compañeros(as) y recuerda ser respetuoso con tus

comentarios. Tu Facilitador(a) retroalimentará tu participación. Descarga la Rúbrica de foro para que conozcas los parámetros de evaluación.

Actividad 4. Balanceo de reacciones Para realizar esta actividad el Facilitador(a) te asignará un fenómeno natural.

6. Investiga las reacciones químicas que se realizan en el fenómeno asignado y lleva a cabo su balanceo por el método de óxido-reducción. Responde:

- ¿Qué elementos se oxidan? - ¿Cuáles se reducen? - ¿Cuál actúa como agente oxidante y cuál como agente reductor?

7. Al finalizar la actividad guarda tu documento con la siguiente nomenclatura

QUI_U5_A4_XXYZ. Sustituye las XX por las dos primeras letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu documento no deberá pesar más de 4MB.


163

8. Sube tu archivo a la base de datos y espera los comentarios de tus

compañeros(as). Es importante que tú también descargues al menos dos de los trabajos que suban, para que puedas realizar aportes con respeto y acierto.

9. Considera los aportes para mejorar tu trabajo y en caso de dudas puedes participar en el Foro, compartiéndolas.

5.2. Estequiometria Desde que Lavoisier, en 1789, estableció lo que hoy se conoce como Ley de la conservación de la materia se sentaron las bases para la estequiometría, la cual se puede definir como el procedimiento químico-matemático por el cual se determinan las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción química. Su etimología viene del griego stoicheion que significa “primer principio o elemento” y metron que significa “medida”. La estequiometría es una herramienta indispensable para la resolución de problemas tan diversos como la determinación de la concentración de calcio en una muestra de agua, la de colesterol en una muestra de sangre, la medición de óxidos de nitrógeno en la atmósfera, entre otras. La estequiometria te permitirá predecir las cantidades de cualquiera de las sustancias involucradas en una reacción o proceso químico, ya sea reactivo o producto. A continuación veremos más a detalle la utilidad de la estequiometría, para ello debemos definir lo que es el mol y como determinar la masa molecular de un compuesto.

5.2.1. Mol y masa molecular Hoy día, sabemos que los átomos son tan pequeños que sería imposible trabajar con ellos, por lo que se ha desarrollado una unidad de átomos que describe un gran número de ellos y hace posible su trabajo. Esta unidad es definida por el Sistema Internacional de Unidades como mol, la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 12

gramos de carbono 12. El número de átomos o moléculas en un mol es , que es el número de Avogadro. Como podrás apreciar es un número tan grande que toda la vida no nos bastaría para contar esa cantidad de átomos. Pero no nos asuste ese número, el mol es un conjuntos de entidades químicas, como lo es una docena o decena de cualquier objeto.


164

Si consultas tu tabla periódica te podrás percatar que la masa atómica del carbono es 12, esa

cantidad contiene exactamente , átomos. Esta cantidad se conoce como unidad de masa atómica (uma) e indica la masa de un mol de átomos de carbono 12. La uma de un elemento es exactamente igual a su masa atómica, en el caso del carbono 12 es .

Figura 5. Mol de diferentes sustancias

Por lo tanto, la masa atómica de un elemento es la cantidad de masa que hay por mol de átomos del elemento. Por ejemplo: el pesa y por tanto , esto es, que por cada hay un

mol de átomos de sodio.

De esta manera conociendo la cantidad de sustancia, podemos determinar el número de mol y de átomos que se están trabajando, como se muestra en la tabla 2 para el aluminio.

Mol de aluminio Átomos de aluminio Gramos de aluminio

1.0 27.0

2.0 54.0

0.5 13.5

Tabla 2. Relación entre mol, número de átomos y masa atómica de diferentes cantidades de aluminio.

En el caso de moléculas y compuestos, se habla de masa molecular, la cual se determina al sumar las masas atómicas de los elementos que integran a la sustancia. Por ejemplo, la masa molecular del agua es , pero veamos cómo se determinó esta cantidad:

Mol es definida como la cantidad de sustancia que contiene , entidades químicas.


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La fórmula del agua es , lo que nos indica que contiene 2 átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Las masas atómicas del hidrógeno y oxígeno son 1 y , respectivamente. Al

multiplicar las masas atómicas de cada elemento por la cantidad de átomos en la molécula y sumarlos, nos resulta la masa molecular:

Actividad 5. Masas moleculares Para realizar esta actividad es importante tengas a la mano tabla periódica y calculadora.

1. El (la) Facilitador(a) te proporcionará una serie de 10 compuestos, de los cuales determinarás su masa molecular, basándote en las masas atómicas reportadas en la tabla periódica.

2. Elabora una tabla, en la que indiques la fórmula del compuesto, los elementos presentes en cada compuesto, así como su cantidad y la masa molecular determinada.

3. A manera de conclusión, responde: ¿Por qué si todas las sustancias están referidas al mismo número de moléculas (número de Avogadro), un mol, la masa es diferente para cada una de ellas?


5. Sube tu archivo a la base de datos y espera los comentarios de tus compañeros(as). Es importante que tú también descargues al menos dos de los trabajos que suban, para que puedas realizar aportes con respeto y acierto.


5.2.2. Relación mol-mol Como mencionamos, la estequiometría nos permite conocer las relaciones entre las moléculas, compuestos o elementos que conforman una reacción química. La primera relación que nos permiten vislumbrar es la mol-mol, es decir, saber cuántas moles de un reactivo reaccionan con otro, para determinar el número de mol de un producto. Por ejemplo, en la reacción:


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Nos indica que un mol de reacciona con un mol de para producir un mol de y un mol de . Recordarás que los números delante de los reactivos o productos se llaman coeficientes estequiométricos, y nos indican el número de mol de cada especie involucrada en la reacción. En el caso de la reacción de formación del agua:

2 mol de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno para producir dos mol de agua. De esta manera, apoyándonos en una ecuación química podemos determinar cuantitativamente la cantidad en mol de un reactivo o producto, necesario para un proceso. Por ejemplo, ¿cuántos mol de hidrógeno se formarán a partir de 5.0 mol de litio al reaccionar con el agua?, según la siguiente reacción:

Lo primero que debemos hacer es balancear la ecuación, para cumplir con la ley de la conservación de la materia, por lo que la reacción quedaría así:

Según la reacción 2 mol de litio reaccionan con 2 mol de agua para producir 2 mol de hidróxido de litio y mol de hidrógeno. Con lo cual podemos establecer la siguiente relación

Lo que nos indica que con 5 mol de litio obtendremos 2.5 mol de hidrógeno.

Como podrás apreciar la relación mol-mol es muy fácil de establecer, basta con realizar correctamente el balanceo de la ecuación, los coeficientes obtenidos nos indican los mol de cada una de las especies involucradas. Esta es la base de toda relación estequiométrica como a continuación veremos en la relación masa-mol.


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5.2.3. Relación masa-mol En muchas ocasiones se requiere conocer la masa de un reactivo o producto y para ello se utiliza la relación masa-mol. En este tipo de estequiometría se determina la masa molecular de la sustancia de la que se requiere conocer su masa. Por ejemplo, ¿cuántos gramos de sulfuro ferroso se obtendrán al hacer reaccionar 3.5 mol de hierro? de acuerdo a la siguiente reacción:

La reacción esta balanceada y por lo tanto nos indica que un mol de hierro reacciona con un mol de azufre para producir un mol de sulfuro ferroso, y podemos establecer la siguiente relación:

Sin embargo cada mol de FeS tiene una masa de 88 g, por lo que la masa obtenida será:

Por tanto, partiendo de 3.5 mol de se obtendrán de .

En este caso las relaciones masa-mol nos sirven para conocer la cantidad de reactivos o productos involucrados en un proceso en el que se conocen los mol de alguna de las especies químicas de interés. Sin embargo, en nuestro mundo las cantidades de materia no se manejan en mol, sino en masa por eso veremos a continuación la relación masa-masa.


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5.2.4. Relación masa-masa En nuestra vida diaria no trabajamos con cantidades mol, sino que utilizamos por lo regular la masa en gramos. Por lo que, la relación estequiométrica más utilizada es la masa-masa, aunque no menos importantes son las anteriores. Para ello, veamos un ejemplo para apreciar su utilidad. ¿Cuántos gramos de cloruro de calcio se obtendrán al hacer reaccionar de ? De acuerdo

a la siguiente reacción:

Al igual que en las otras relaciones estequiométricas, primero se balancea la ecuación.

Esto nos indica que 2 mol de ácido clorhídrico reaccionan con 1 mol de calcio para producir 1 mol de cloruro de calcio y un mol de hidrógeno. Con ello podemos establecer la siguiente relación:

En este caso las relaciones estequiométricas se manejan en mol, los cuales son transformados a masa mediante el cálculo de la masa molecular. Esta última relación es de gran importancia, ya que de manera cotidiana manejamos cantidades más tangibles, como lo son el gramo y kilogramo. En el mundo microscópico el mol es de gran utilidad para comprender las interacciones entre las moléculas y los átomos, pero en el mundo macroscópico la cantidad en masa resulta ser más comprensible.

Actividad 6. Estequiometría de una reacción Para realizar esta actividad es importante que investigues la reacción que se lleva a cabo entre el vinagre (ácido acético) y el bicarbonato de sodio. Realiza el experimento y observa lo que sucede al hacer reaccionar el vinagre con el bicarbonato de sodio, al variar la cantidad de sodio

1. Para llevar a cabo la actividad reúne el siguiente material: - 5 vasos de vidrio - 1 botella de vinagre blanco - 1 caja de bicarbonato de sodio (250g) - 1 cuchara cafetera - Cuaderno y pluma


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2. Una vez que has conseguido todo el material, realiza lo siguiente: a) Coloca vinagre a cada vaso, aproximadamente a la mitad de su capacidad. b) Al primer vaso adiciónale 1 cucharada cafetera de vinagre. c) Posteriormente al segundo vaso agrégale 2 cucharadas. Y así sucesivamente

hasta llegar al quinto vaso. d) Elabora una tabla en la que indiques lo sucedido en cada vaso de acuerdo al

número de cucharadas adicionadas. 3. Responde las siguientes cuestiones:

a) ¿En qué casos el vinagre funcionó como reactivo limitante y en casos como reactivo en exceso? ¿por qué?

b) ¿En qué casos el bicarbonato fue el reactivo limitante y en cuales el reactivo en exceso? ¿por qué?

c) ¿Cómo podrías determinar la cantidad de dióxido de carbono formada en cada vaso?

d) ¿Qué diseño experimental utilizarías para atrapar y cuantificar el dióxido de carbono formado?

4. Elabora una conclusión en la que indiques cuál es la importancia de la estequiometria en los procesos químicos, y de qué manera te será útil en tu vida profesional.

5. Elabora un reporte de no más de 5 cuartillas, con las siguientes características: a. Título b. Introducción c. Objetivos d. Desarrollo experimental e. Resultados f. Conclusiones g. Referencias (formato APA)


7. Envía tu archivo a tareas y espera la retroalimentación de tu Facilitador(a). 8. Considera los aportes para mejorar tu trabajo y en caso de dudas puedes

participar en el foro, compartiéndolas.


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Autoevaluación Es momento de comprobar los conocimientos y las habilidades desarrolladas con el estudio de esta unidad. Para ello, contesta la autoevaluación que se te presenta.

Evidencia de aprendizaje. Evaluación del proyecto: Cuidando el medio ambiente Al finalizar la asignatura deberás entregar un proyecto de investigación, el cual debe estar relacionado con alguno de los siguientes temas:


Biocombustible

Tratamiento del aceite de cocina En la cuarta Unidad realizaste la ejecución del proyecto. Ahora corresponde llevar a cabo su evaluación y entrega final. Realiza lo que se te pide a continuación:

1. Con base en tu análisis de resultados y conclusiones, evalúa la pertinencia del proyecto e incluye los cálculos estequiométricos de las reacciones involucradas.

2. En caso necesario, indica y explica las modificaciones que consideres pertinentes para mejorar tu trabajo.

3. Una vez que hayas realizado la evaluación y replanteamiento del proyecto, efectúa lo que se indica a continuación:

Realiza en un archivo un reporte todo el proyecto, desarrollando los apartados siguientes:

o Título o Justificación o Objetivos o Marco teórico o Planeación o Resultados (Plantea todas las reacciones químicas involucradas, así como los

cálculos estequiométricos pertinentes). o Análisis de resultados o Conclusiones o Referencias de acuerdo al formato APA 4. Guarda tu reporte con el nombre QUI_U5_EU_XXYZ. Sustituye las XX por las

primeras dos letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu archivo no debe pesar más de 4 MB.

5. Envía tu documento a tu Facilitador(a) para obtener la retroalimentación correspondiente.

6. Consulta la Escala de evaluación para conocer los criterios de evaluación de la evidencia de aprendizaje.


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Cierre de la unidad A lo largo de esta unidad revisamos la forma en que las sustancias se relacionan en una reacción química de acuerdo a la ley de la conservación de la materia, cómo se establecen los diferentes tipos de relaciones que nos permiten conocer de manera cuantitativa la cantidad de sustancia que debemos utilizar en un proceso para obtener la cantidad necesaria o requerida y obtener los resultados deseados. Este proceso también nos permite inferir de manera teórica los efectos de una sustancia en una reacción, por ejemplo, la cantidad de emitida a la atmósfera y como es que se produce el efecto invernadero, la lluvia ácida, la contaminación de la atmósfera, lagos, ríos, mares, etc. Finalmente, hemos concluido nuestra asignatura de Química en la que revisamos la estructura básica de los átomos, la forma en la que se unen los átomos para formar los compuestos y moléculas, tanto orgánicas como inorgánicas; así como la manera en que interactúan estas sustancias para transformarse en otras, para establecer las diferentes relaciones estequiométricas. De esta manera, ahora podemos comprender desde el punto de vista de la química, los sucesos que ocurren en nuestro entorno, y la posible solución a problemáticas presentes en nuestro entorno, como lo es el de la contaminación.

Consideraciones específicas de la Unidad A lo largo de esta Unidad se realizarán una serie de actividades experimentales, cuyo propósito es que desarrolles la competencia de observación y análisis, para proponer modelos que te permitan describir el fenómeno. También se cuenta con un cuadernillo de ejercicios, para que al realizarlos puedas afianzar los contenidos revisados. Para ello, te sugerimos realizar en forma individual cada uno de los ejercicios, para que posteriormente socialices tus resultados con tus compañeros(as), mediante el uso del Foro de dudas. En la siguiente tabla encontrarás los ejercicios que puedes realizar de acuerdo a los temas revisados.

Contenidos Ejercicios sugeridos

1.1.1. Tipos de reacciones 1

1.1.2. Balanceo por ensayo y error 2, 3

1.1.3. Balanceo por oxido-reducción 4, 5

i. Mol y masa molecular 6, 7

ii. Relación mol-mol 8

iii. Relación masa-mol 9

iv. Relación masa-masa 10


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Para saber más

Descarga el Cuadernillo de ejercicios de esta unidad. En él encontrarás actividades que te ayudarán a reforzar los contenidos de esta unidad.

Te recomendamos leer el artículo “Fermentación alcohólica: Una opción para la producción de energía renovable a partir de desechos agrícolas” de H. J. Vázquez y O. Dacosta, en el que encontrarás más detalle de la utilidad la estequiometría, en este caso en la producción de butanol, un combustible alterno.

Fuentes de consulta

Aguilar Sahagún, G., Salvador, C. J., y Flores Valdés, J. (1997). Una ojeada a la materia. México: FCE. Brady, J. E. (2003). Química Básica principios y estructura. México: Limusa Wiley. Bulbulian, S. (1996). La radiactividad. México, Fondo de Cultura Económica. Chang, R. (2006). Química. México: Mc Graw-Hill. Chang, R. (2007). Química. China: McGrawHill. Choppin, G. R. y Summerlin, L. R. (2004). Química. México: México Publicaciones Culturales. Dingrando, L. (2003). Química materia y cambio. Colombia: McGrawHill. Hein, M. (2010). Fundamentos de Química .México: Cengage Learning. Holum, J. (2009). Fundamentos de Química General, Orgánica y Bioquímica para ciencias de la salud. México: Limusa Wiley. Kotz, J. C. (2005). Química y recatividad química. México: Thomson Learning.


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programa desarrollado química

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