INSTITUCION EDUCATIVA ANTONIO ROLDAN BETACUR EDUCANDO CON COMPROMISO SOCIAL

INSTITUCION EDUCATIVA ANTONIO ROLDAN BETACUR
EDUCANDO CON COMPROMISO SOCIAL
AREA DE CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL
2014
ECUACIONES QUIMICAS
Molécula y sustancia
Los átomos de la mayor parte de los elementos no se encuentran al estado libre en la naturaleza.
Por el contrario, los átomos tienden a unirse unos con otros formando partículas
denominadas moléculas. Las fuerzas que mantienen juntos a los átomos de una molécula reciben
el nombre de uniones o enlaces químicos.
Los relativamente pocos elementos naturales dan lugar a la existencia de una gran cantidad de
materiales con propiedades diferentes y características, debido a la tendencia de los átomos a
combinarse unos con otros, formando diferentes tipos de moléculas. Las propiedades de la materia
cambian de acuerdo con la composición y estructura de las moléculas que la forman. Así, átomos
del elemento Oxígeno pueden formar el gas oxígeno cuando se combinan de a dos, el gas ozono,
cuando se combinan de a tres o agua, cuando se combinan con átomos del elemento Hidrógeno. El
gas oxígeno, el gas ozono y el agua son ejemplos de sustancias.
Una sustancia puede definirse como una clase particular de materia, con propiedades
características y constantes, derivadas de una determinada estructura molecular. La molécula es la
menor partícula que conserva las propiedades de una sustancia; si la molécula se rompe, si sus
átomos se separan, o se unen de manera diferente, la sustancia original da paso a otras, con otras
propiedades.
Algunas sustancias, llamadas sustancias elementales, están formadas por átomos de un solo
elemento (tal es el caso del gas oxígeno). Otras, llamadas compuestos químicos, constan de más
de un elemento (por ejemplo, el agua).La fórmula molecular de una sustancia es la representación
simbólica de la composición de una molécula; en ella se especifica el tipo y número de átomos que
la forman. En una fórmula molecular se escriben los símbolos de los elementos que componen la
molécula; si hay más de un átomo de cada elemento, se indica el número correspondiente como un
subíndice a la derecha del símbolo.
Sustancia
Gas oxígeno Gas ozono Agua
Fórmula molecular
O2
Peso atómico (PA) y Peso molecular (PM)
O3
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H 2O
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La masa del átomo se calcula sumando la masa de sus protones y neutrones. La masa de una
molécula es igual la sumatoria de las masas respectivas de los átomos que la forman.
Si bien masa y peso son magnitudes distintas, a fines prácticos, el peso atómico y el peso molecular
coinciden con el valor de las respectivas masas.
El peso molecular se expresa en la unidad “dalton” (Da) que equivale al peso de un átomo de
hidrógeno.
Reacción y ecuación química Las reacciones químicas son las transformaciones en las cuales
una o más sustancias cambian su estructura molecular, convirtiéndose en otras. Las sustancias
iniciales
se
denominan
reactivos
o
sustratos
y
las
finales,
productos.
Durante una reacción química ordinaria, los átomos no se destruyen ni se crean, solamente se
reordenan, de allí que el átomo sea definido como “la menor partícula capaz de participar en una
reacción química”.
Las reacciones químicas se representan mediante las ecuaciones químicas. Una ecuación
química tiene dos miembros: el primero corresponde a los reactivos y el segundo corresponde a
los productos. Ambos miembros están conectados por una flecha que va desde los reactivos hacia
los productos. Como la cantidad de átomos de cada elemento se conserva a lo largo de la reacción,
para mantener la igualdad de ambos miembros es necesario “balancear” las ecuaciones, colocando
los coeficientes que correspondan a cada sustancia interviniente.
Uniones químicas Si bien la mayoría de los elementos tienden a combinarse unos con otros, los
elementos clasificados en el grupo VIII de la tabla, llamados gases raros, nobles o inertes,
son una excepción. Éstos no reaccionan y sus átomos se encuentran al estado libre en la naturaleza.
Los químicos buscaron en la configuración electrónica de los gases nobles la explicación a su inercia,
o incapacidad de reaccionar. Encontraron que los gases nobles tienen su último nivel electrónico
completo, esto es: con el número máximo de electrones admisible para ese nivel. El resto de los
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elementos, pertenecientes a otros grupos de la tabla periódica, posee su último nivel incompleto.
Concluyeron, entonces, que lo que determina que un átomo sea inestable y reaccione con otros es
la “necesidad” de completar su nivel electrónico más externo. Al formar una unión química, un
átomo inestable “consigue” el número de electrones que le confiere la estabilidad. Esta explicación
se conoce como “teoría del octeto de Lewis”, dado que, en muchos casos, ocho es el número de
electrones del último nivel con el cual un átomo se hace estable. Cuando un átomo se enlaza con
otro tiende a adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica.
Los electrones de la última capa electrónica de un átomo, responsables de la reactividad química
del mismo, se denominan electrones de valencia (éstos no deben confundirse con el “número de
valencia” que definiremos más adelante).
Las uniones o enlaces químicos interatómicos se clasifican en dos tipos fundamentales: iónicos
y covalentes. Los enlaces covalentes pueden ser polares o apolares.
El tipo de enlace que se establezca entre los átomos depende de una propiedad
llamadaelectronegatividad. La electronegatividad mide la capacidad de un átomo de atraer
electrones. Cada elemento tiene un valor de electronegatividad (que figura en la tabla periódica).
La diferencia de electronegatividad entre los átomos que interaccionan determina el enlace que se
establece entre ellos, según la siguiente escala:
La diferencia de electronegatividad es marcada
el enlace es iónico
La diferencia de electronegatividad es intermedia
el enlace es covalente polar
La diferencia de electronegatividad no existe o es el enlace
pequeña
apolar
es
covalente
Las uniones iónicas ocurren cuando reaccionan un metal, como el sodio y un no metal, como el
cloro. Los metales son elementos con baja electronegatividad (electropositivos) y tienen tendencia
a ceder electrones, mientras que los no metales tienen una electronegatividad alta
(electronegativos) y tienen tendencia a captar electrones.
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Al encontrarse un átomo de sodio con
uno de cloro, éste atrae el electrón de
valencia del sodio. Así, el cloro adquiere
el electrón que le faltaba para estabilizar
su nivel 3. Al mismo tiempo, el sodio,
despojado de su electrón, queda con dos
niveles electrónicos. Ahora, su nivel 2
pasa a ser el más externo, quedando
estabilizado con sus 8 electrones. Como
consecuencia de la cesión de un electrón
del sodio al cloro, tanto uno como otro se
convierten en iones. Un ión es una
partícula con carga eléctrica. El sodio se
transforma en un catión (ión con carga
positiva), pues conserva sus 11
protones, pero posee solamente 10
electrones. El cloro, por su parte, queda
convertido en un anión (ión con carga
negativa), pues posee 17 protones y 18
electrones.
Como las partículas de carga opuesta se
atraen, el catión sodio y el anión cloruro
(nombre del anión derivado del cloro)
permanecen juntos, formando un compuesto iónico: la sal cloruro de sodio (sal de mesa). La fuerza
que
los
mantiene
unidos
se
denomina
enlace
iónico.
A diferencia de los enlaces iónicos, en los cuales un átomo cede electrones y otro los capta, en
losenlaces covalentes los átomos comparten pares de electrones. Por ejemplo, los átomos de
Hidrógeno que forman las moléculas de H2 (gas hidrógeno) establecen entre sí una unión covalente.
Para esquematizar una unión covalente, es útil el diagrama de Lewis, que consiste en representar
el núcleo y las capas electrónicas interiores de un átomo mediante su símbolo químico, y dibujar a
su alrededor los electrones de valencia, escogiendo para ello un signo como punto, cruz u otros.
Dado que los átomos de Hidrógeno poseen 1 electrón en su nivel 1, alcanzan la estabilidad con 2
electrones, que es el número máximo admitido por ese nivel, adoptando así la estructura del Helio,
el gas noble más cercano (Z =2). A cada átomo le falta un electrón para estabilizarse, pero como
tienen la misma electronegatividad, el electrón no es cedido por ninguno de ellos. Por lo tanto, se
forma un par de electrones que se comparte entre ambos núcleos. El par de electrones compartido
mantiene juntos y estables a los átomos formando una unión covalente.
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CONSULTA LOS TIPOS DE ENLACES QUE SE DAN EN LOS COMPUESTOS QUIMICOS Y PORQUE
En el caso del gas oxígeno (O2), los átomos que forman la molécula comparten dos pares de
electrones, dado que los átomos de Oxígeno tienen 6 electrones de valencia en el nivel 2, el cual se
satisface con 8 electrones.
Como se desprende de los casos anteriores, en las uniones covalentes pueden ser compartidos uno
o más pares de electrones, lo que permite clasificarlas en simples, dobles, etc.
La unión covalente simple entre los átomos de Hidrógeno del H2 y la unión covalente doble entre
los átomos de Oxígeno del O2 son uniones covalentes apolares o no polares. Se denomina así a
las uniones en las cuales los pares de electrones compartidos son atraídos con la misma fuerza por
los núcleos que los comparten, de manera que los electrones no tienden a acercarse más a un
núcleo que al otro, sino que se reparten equitativamente entre ambos. Esto ocurre cuando los
átomos que establecen la unión covalente pertenecen al mismo elemento, o sea que tienen la misma
electronegatividad, pero también puede darse entre elementos diferentes, por ejemplo entre
Carbono e Hidrógeno, porque la diferencia de electronegatividad entre ellos es pequeña. Las
sustancias formadas por moléculas cuyos enlaces interatómicos son covalentes apolares, se conocen
como sustancias apolares.
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En otros casos, los enlaces covalentes se establecen entre átomos de elementos con diferencia de
electronegatividad intermedia: ni tan acentuada como para producir la ionización, ni tan pequeña
como para generar un enlace covalente apolar, en el cual los electrones compartidos están a igual
distancia de ambos núcleos. En estos casos ocurren uniones covalentes polares. En las uniones
covalentes polares, cada átomo aporta un electrón para formar el par que se comparte, pero éste
resulta atraído más fuertemente por uno de los dos átomos, el que corresponde al elemento con
mayor electronegatividad. Así, los electrones tienden a ubicarse en un polo de la molécula,
generando una zona de densidad eléctrica negativa, mientras que el otro polo de la molécula
queda desprovisto de electrones, convirtiéndose en un polo de densidad eléctrica positiva. Las
moléculas en las cuales hay uniones covalentes polares son dipolos, y las sustancias por ellas
formadas son compuestos polares. Es importante diferenciar un compuesto polar de un ión. En
el compuesto polar, la cantidad total de cargas positivas (protones) y negativas (electrones) está
balanceada, aunque la densidad de electrones sea mayor en una parte de la molécula. Un ión, en
cambio, es una partícula que cedió o ganó uno o más electrones, por lo cual sus cargas positivas y
negativas no están balanceadas y se dice que tiene carga neta (negativa o positiva).
El Oxígeno, por ser un elemento muy electronegativo, forma uniones covalentes polares con otros
elementos menos electronegativos, como el Carbono o el Hidrógeno. En el siguiente esquema se
analiza la formación de los enlaces covalentes polares entre el Oxígeno y el Hidrógeno que dan
origen a la molécula de agua, compuesto polar de importancia fundamental para los seres vivos.
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Como se observa en el esquema de la molécula de agua, los dos pares de electrones compartidos
entre ambos elementos resultan atraídos con mayor fuerza por el átomo de Oxígeno, donde se
establece el polo de densidad negativa de la molécula; la zona de densidad positiva corresponde a
los núcleos de los átomos de Hidrógeno.