Ambientación 2009 - Facultad de Ciencias de la Salud

Curso Ambientación 2010
Iniciación al estudio de las Ciencias de la Salud
Modulo Química
"Hay hombres que luchan un día y son buenos.
Hay otros que luchan un año y son mejores.
Hay otros que luchan muchos años y son muy buenos.
Pero hay quienes luchan toda la vida, esos son imprescindibles."
Bertolt Brecht
(1898-1956)
Poeta, director teatral y dramaturgo alemán
El estudio de la Química
La química es el estudio de la materia y de los cambios que experimenta. Es muy
frecuente que la química se la considere la ciencia central, ya que para los estudiantes de
biología, física, geología, ciencias de médicas, ecología entre otras, es esencial tener un
conocimiento básico de la química.
En comparación con otros temas, es común creer que la química es más difícil, al
menos en el nivel introductorio. Hay algo de justificación para esta creencia: por un lado, la
química tiene un vocabulario muy especializado. Sin embargo, aunque para el lector este
curso de química fuera el primero, en realidad está más familiarizado con el tema de lo que
piensa. En todas las conversaciones se escuchan términos que tienen relación con la
química, aunque no se utilicen en el sentido científico correcto. Algunos ejemplos son
“electrónica”, “salto cuántico”, “equilibrio”, “catalizador”, “reacción en cadena” y “masa
crítica”. Además, cuando alguien cocina alimentos, ¡Está haciendo química! Por la
experiencia adquirida en la cocina, se sabe que el aceite no se mezcla con el aguay que el
agua se evapora cuando hierve. Los principios de la química y la física se aplican cuando se
utiliza bicarbonato de sodio para fermentar el pan, se elige una olla de presión para reducir
el tiempo de cocción, entre otras. Todos los días observamos estos cambios sin pensar en su
naturaleza química.
La vida transcurre en el agua, se inició en ella. Cuando los seres vivos, formados
originalmente en mares y lagos, salieron de ellos, llevaron consigo el agua y la mantuvieron
en su interior a toda costa. Aun en los desiertos, animales y plantas conservan en su interior
un medio acuoso en el que viven sus células. Si la proporción de agua disminuye por debajo
de ciertos límites, estas células mueren.
Las membranas de las células sumergidas en estos medios acuosos separan
realmente soluciones en las que hay azúcares, sales y un sin número de moléculas que se
requieren para la vida. Las soluciones y el agua misma tienen funciones particulares que
tienen mucho que ver con la estructura y la función de las membranas; por tanto es
conveniente saber cómo están organizadas. Es muy importante entender, por ejemplo,
cómo es que la membrana constituye una barrera efectiva entre diversas soluciones, que a
fin de cuentas representan conjuntos de moléculas, y es interesante conocer las reglas más
sencillas y generales que rigen su conducta y sus interrelaciones. Después de todo, las
moléculas resultan de la combinación de átomos, y sus propiedades se explican mediante
leyes simples de comportamiento que a su vez tienen origen en la distribución de los
electrones de los átomos que se combinan para formularlas. Por esto es importante revisar
primero las características generales de los átomos, partiendo de la estructura, las
diferentes tipos de valencias que existen y uniones químicas.
El objetivo del presente módulo es repasar una selección de conceptos de química
desarrollados en la escuela media.
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ESTRUCTURA ATÓMICA
Los primeros humanos distinguían fácilmente entre los materiales para hacer ropa,
instrumentos o bienes para alimentarse. Ellos desarrollaron un lenguaje con palabras que
describían estas cosas, tales como “piel,” “piedra” o “conejo.” Sin embargo, ellos no tenían
nuestro actual conocimiento sobre las sustancias que componen estos objetos.
Empédocles, un filósofo y científico griego que vivió en la costa sur de Sicilia, entre los
años 492 y 432 AC, propuso una de las primeras teorías que intentaba describir las cosas que
nos rodean. Empédocles argumentó que toda materia se compone de cuatro elementos: fuego,
aire, agua y tierra. La proporción de estos cuatro elementos afecta las propiedades de la
materia. La teoría de Empédocles era muy estimada, pero tenía varios problemas. Por ejemplo,
no importa cuántas veces se rompe una piedra en dos, las piezas nunca se parecen a ninguno
de los elementos tales como el fuego, el aire, el agua o la tierra. A pesar de estos problemas, la
teoría de Empédocles fue un desarrollo importante del pensamiento científico ya que es una de
las primeras en sugerir que algunas sustancias que parecían materiales puros, como la piedra,
en realidad se componen de una combinación de diferentes “elementos”.
Algunas décadas después de Empédocles, Demócrito, otro griego que vivió del año 460
al 370 AC, desarrolló una nueva teoría de la materia que trataba de resolver el problema de
su predecesor. Las ideas de Demócrito se basaban en el razonamiento, en vez de basarse en
la ciencia. Demócrito sabía que si uno toma una piedra y la corta en dos, cada mitad tiene las
mismas propiedades que la piedra original. Él infirió que si uno continúa cortando la piedra en
piezas cada vez más pequeñas, llega un momento en que el pedazo de piedra es tan pequeño
que no se lo puede dividir más. Demócrito llamó a estos pequeños pedazos infinitesimales
átomos, lo que quiere decir, en griego, “indivisibles”. Sugirió que los átomos eran eternos y
que no podían ser destruidos. Demócrito teorizó que los átomos eran específicos al material
que los formaban. Esto quiere decir que los átomos de piedra eran propios a la piedra y
diferentes de los átomos de otros materiales, tales como la piel. Esta era una extraordinaria
teoría que intentaba explicar todo el mundo físico en términos de unas cuantas ideas.
3
La materia, incluso la que constituye los organismos más complejos, está constituida por
combinaciones de elementos. En la tierra, existen unos 116 elementos. Muchos son muy
conocidos, como el carbono, que se encuentra en forma pura en el diamante y en el grafito; el
oxígeno, abundante en el aire que respiramos; el calcio, que utilizan muchos organismos para
construir caparazones, cáscaras de huevo, huesos y dientes, y el hierro, que es el metal
responsable del color rojo de nuestra sangre.
Una simple unidad de un elemento se denomina átomo. El átomo es la unidad básica de
la materia que compone todo lo que nos rodea. Cada átomo retiene todas las propiedades
químicas y físicas de su elemento matriz. Al final del siglo XIX, los científicos demostraron que
los átomos en realidad estaban compuestos de piezas “sub-atómicas” pequeñas, lo que
erradicó la idea que el átomo parecía una bola de billar.
Hoy en día podemos definir al átomo como la partícula más pequeña de un elemento que
mantiene su identidad química a través de todos los cambios físicos y químicos, o lo que es
igual:
“la partícula más pequeña que puede intervenir en una reacción química.”
En 1911, Rutherford propuso una visión revolucionaria del átomo. Sugirió que el átomo
consistía de un pequeño y denso núcleo de partículas cargadas positivamente en el centro (o
núcleo) del átomo, rodeado de un remolino de electrones. El núcleo era tan denso que las
partículas alfa rebotaban en él, pero el electrón era tan pequeño, y se extendía a una distancia
tan grande que las partículas alfa atravesaban directamente esta área del átomo. El átomo de
Rutherford se parecía a un pequeño sistema solar con el núcleo cargado positivamente
siempre en el centro y con los electrones girando alrededor del núcleo. Las partículas cargadas
positivamente en el núcleo del átomo fueron denominadas protones. Los protones contienen
un número igual de cargas, pero de signo opuesto a la de los electrones. Sin embargo los
protones son mucho más grandes y pesados que los electrones.
En 1932, James Chadwick descubrió un tercer tipo de partícula subatómica a la que
llamó neutrón. Los neutrones ayudan a estabilizar los protones en el núcleo del átomo. Ya que
el núcleo es una masa tan compacta, los protones cargados positivamente tienden a
rechazarse entre ellos. Los neutrones ayudan a reducir la repulsión entre los protones y
estabilizan el núcleo atómico. Los neutrones siempre residen en el núcleo de los átomos y son
aproximadamente del mismo tamaño que los protones. Sin embargo, los neutrones no tienen
una carga eléctrica, son neutros eléctricamente.
Luego de las experiencias acumuladas a través de los siglos se ha llegado a la
conclusión de que en el átomo se encuentran dos zonas bien definidas: una central llamada
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núcleo atómico compuesto por protones y neutrones y una externa llamada zona
extranuclear donde se encuentran localizados los electrones.
Una característica importante del átomo es su peso o su masa atómica. El peso de un
átomo está aproximadamente determinado por el número total de protones y de neutrones en
el átomo. Mientras que los protones y los neutrones son más o menos del mismo tamaño, el
electrón es más de 1.800 veces más pequeño que estos dos. Es así que el peso del electrón es
irrelevante al determinar el peso del átomo. Es como comparar el peso de una mosca al peso
de un elefante. Normalmente, los átomos contienen un número igual de protones y de
electrones. Ya que las cargas negativas y positivas se neutralizan, los átomos son
eléctricamente neutros.
En cuanto a los electrones podemos afirmar que se encuentran en la zona denominada
extranuclear atraídos por el núcleo, ocupando determinados niveles de energía y no formando
una nube electrónica alrededor de éste. Se puede imaginar a los niveles de energía de los
electrones (también llamados envolturas de electrones) tal como círculos concéntricos
alrededor del núcleo. Normalmente, los electrones existen en el estado de base, lo cual quiere
decir que ellos ocupan los niveles de energía más bajo posibles (la envoltura de electrones
más cerca al núcleo). Cuando se excita un electrón, como cuando se introduce energía
en
forma de calor al sistema, el electrón “salta” a un nivel de energía más alto, y gira en ese nivel
de
energía
más
alto.
Después
de
un
corto
tiempo,
este
electrón
va
a
“caerse”
espontáneamente al nivel de energía más bajo, produciendo una energía de luz cuántica. Esto
indica que el electrón sólo puede “saltar” y “caerse” a niveles precisos de energía, emitiendo
así un espectro de luz limitado. Estos niveles están limitados en cuanto al número de
electrones que cada uno puede contener. La capacidad máxima de la primera envoltura o nivel
energético de electrones (la más interna) es de dos electrones. Para cada elemento con más
de dos electrones, el electrón extra residirá en envolturas de electrones adicionales. Por
ejemplo, en la configuración del litio (que tiene tres electrones), dos electrones ocupan la
primera envoltura de electrones y un electrón ocupa la segunda.
Como hemos dicho anteriormente, uno de los principios fundamentales de la mecánica
cuántica establece que para los electrones de un átomo sólo son posibles determinados niveles
de energía. Por lo tanto los electrones estarán ubicados alrededor del núcleo en determinados
niveles o capas. Estos niveles se enumeran, a medida que nos alejamos del núcleo, dando al
más cercano el valor 1, al inmediato superior el 2, al siguiente el 3, etc.
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A éste número se lo designa como número cuántico principal “n” y es el que nos
indica en que nivel se encuentran los electrones respecto del núcleo, o sea que a números
cuánticos n cada vez mayores estaremos cada vez más alejados del núcleo. Otro principio de la
mecánica cuántica establece que para un determinado número cuántico principal n o nivel
energético n en un átomo, el número máximo de electrones que puede contener es 2.n2. Por lo
tanto podemos decir que un átomo está compuesto por un núcleo cargado positivamente
rodeado por electrones cargados negativamente los cuales se hallan ubicados en determinadas
capas o niveles que admiten un limitado número de electrones.
Si tenemos en cuenta de que los electrones son atraídos por el núcleo debido a que las cargas
son de diferente signo, (recordemos que cargas de igual signo se repelen y cargas de diferente
signo se atraen) a medida que nos alejamos del núcleo, o lo que es lo mismo, a medida que n
crece, la fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones irá decreciendo.
Si tenemos un núcleo cargado positivamente y le vamos “agregando” electrones, estos se
irán ubicando de manera de llenar primero los niveles más cercanos al núcleo y, una vez que
estos estén completos, los más alejados, el número máximo de electrones que puede contener
un determinado nivel energético es 2.n2.
A su vez, cada nivel energético posee sus electrones distribuidos en subcapas u orbitales
en un número igual a n; Un orbital es una expresión matemática la cual determina la región del
espacio alrededor del núcleo donde es más probable encontrar los electrones, o sea el sistema
será más estable cuando los electrones se encuentren en esas regiones. Esto significa que para
n = 2, no todos los electrones poseen igual energía sino que difieren. Por lo tanto para el nivel
más cercano al núcleo definido como n = 1, solo será posible un subnivel u orbital llamado
orbital s.
Para n = 2 serán posibles 2 subniveles denominados orbitales s y p. Los orbitales se denominan
s, p, d, y f; teniendo diferentes formas en el espacio. El orbital o subnivel s es de forma
esférica respecto al núcleo del átomo, el p puede describirse como pares de esferas tangentes
6
en el espacio ocupado por el núcleo o sea están dirigidas según los ejes x, y, y z; denominados
por ello orbitales px, py, y pz.
Al igual que es limitado el número de electrones que admite una capa, lo es también el
que admite una subcapa, así un orbital s admite 2 electrones como máximo, un p admite 6
electrones ( 2 para px, 2 para py y 2 para pz.), un d 10 electrones y un f 14 electrones.
Se pueden identificar cada uno de los electrones de un átomo mediante la combinación
de cuatro números denominados números cuánticos. Uno de ellos es el número cuántico
principal n que, como hemos visto, expresa el orden de distancia ascendente entre el núcleo y la
distribución electrónica media y, por tanto, se relaciona con el orden de las energías de los
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electrones. Todos los electrones de un átomo pueden ser perfectamente identificados mediante
la combinación de sus 4 números cuánticos.
Los átomos son extremadamente pequeños. Un átomo de hidrógeno (el átomo más
pequeño que se conoce) tiene aproximadamente 5 x 10-8 mm de diámetro. Para poner esto en
perspectiva, habría que tomar casi 20 millones de átomos de hidrógeno para hacer una línea
tan larga como este guión “-“ . La mayoría del espacio ocupado por un átomo está en realidad
vacío porque el electrón gira a una distancia muy alejada del núcleo. Por ejemplo, si fuésemos
a dibujar un átomo de hidrógeno a escala y usásemos un protón de un centímetro (más o
menos del tamaño de este dibujo
, el átomo del electrón giraría a una distancia de 500 m
del núcleo. En otras palabras, el átomo sería:
¡Más grande que una cancha de fútbol!
Número atómico Z
En química, el número atómico es el número entero positivo que es igual al número
total de protones en un núcleo del átomo. Se suele representar con la letra Z. Es
característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo:
su carga nuclear.
En un átomo eléctricamente neutro (sin carga eléctrica neta) el número de protones ha de
ser igual al de electrones. De este modo, el número atómico también indica el número de
electrones y define la configuración electrónica de los átomos.
Número másico A
Es un número entero igual a la suma del número de protones y neutrones presentes en el
núcleo del átomo. Su valor es aproximadamente igual a la masa atómica y se lo representa
como: A.
Z (número atómico) = p (protones)
Reemplazando tendremos:
A = p + N = Z + N, donde N es igual al número de neutrones
8
Si tomamos al elemento sodio como ejemplo tendremos que el átomo de sodio posee en
su núcleo 11 protones y 12 neutrones que son los que determinarán la masa atómica,
rodeados por 11 electrones (recordemos que la carga neta de un átomo es nula).
Iones
Cuando el número de electrones cambia en un átomo, la carga eléctrica también
cambia. Si un átomo adquiere electrones, adquiere un desproporcionado número de partículas
cargadas negativamente y, de esta manera, se convierte en negativo. Si un átomo pierde
electrones, el balance entre las cargas positivas y negativas cambia en la dirección opuesta y
el átomo se convierte en positivo. En cualquier caso, la magnitud (+1, +2, -1, -2, etc.) de la
carga eléctrica corresponderá al número de electrones adquiridos o perdidos. Los átomos que
contienen cargas eléctricas son denominados iones (independientemente que ellos sean
positivos o negativos), si la carga es positiva se los denomina cationes y si es negativa se los
denomina aniones.
Actividad N° 1
1. Complete el siguiente cuadro:
Elemento
Aluminio
Berilio
Bismuto
Calcio
Carbono
Flúor
Fósforo
Iodo
Nº Atómico
13
Nº Protones
Nº Electrones
Nº Neutrones
20
20
6
10
16
4
83
6
15
53
Nº Másico
27
9
209
19
127
2. Si Z es el número atómico de un átomo de un elemento, y A su número másico, entonces A –Z es su:
a. Número de neutrones
b. Número de neutrones menos número de protones
c. Número de electrones
3. El núcleo de un átomo consta de 6 protones y 8 neutrones, entonces:
a. Su número atómico es 8
b. Su número másico es 14
c. Su número atómico es 14
9
d. Su número de electrones es 14
4. Completar la siguiente tabla:
Ión
N° de protones
N° de electrones
N° de neutrones
24
Mg2+
19
F-
16
O2-
40
Ca2+
80
Br-
45
23
Na+
12
12
10
8
18
La Tabla Periódica de Elementos
En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleyev propuso por primera vez que los elementos
químicos exhibían una “propiedad periódica”. Mendeleyev había tratado de organizar los
elementos químicos de acuerdo a su peso atómico, asumiendo que las propiedades de los
elementos
cambiarían
gradualmente a medida
que éste
aumentaba.
Lo que descubrió, sin
embargo, fue que las
propiedades químicas y
físicas de los elementos
aumentaban
gradualmente
y
que
repentinamente
cambiaban en ciertos
momentos o períodos.
Para
explicar
estas
repetitivas tendencias,
Mendeleyev agrupó los elementos en una tabla con hileras y columnas.
La tabla moderna de los elementos se basa en las observaciones de Mendeleyev, sin
embargo, en vez de estar organizada por el peso atómico, la tabla moderna está organizada
por el número atómico (z). A medida que se va de izquierda a derecha en una hilera de la
tabla periódica, las propiedades de los elementos cambian gradualmente. Al final de cada
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hilera, ocurre un cambio drástico en las propiedades químicas y el próximo elemento de
acuerdo al número atómico es similar (químicamente hablando) al primer elemento en hilera
que le precede. De esta manera empieza una nueva hilera en la tabla.
Por ejemplo, el oxígeno(O), el flúor (F) y el neón (Ne) (z = 8, 9 y 10, respectivamente) son
todos gases estables, no-metales a temperatura ambiente. Sin embargo el sodio (Na, Z = 11),
es un metal plateado sólido a temperatura ambiente, tal como el litio (Z = 3). Por
consiguiente, el sodio empieza una nueva hilera en la tabla periódica y se ubica justo debajo
del litio, resaltando de esta manera sus similitudes químicas.
Las hileras en la tabla periódica se denominan períodos. A medida que se va de
izquierda a derecha en cierto período, las propiedades
químicas de los elementos cambian pausadamente.
Las columnas en la tabla periódica se denominan
grupos. Los elementos en cierto grupo de la tabla
periódica comparten muchas propiedades químicas y
físicas similares.
La Configuración de los Electrones y la Tabla
La naturaleza “periódica” de los elementos se debe a su configuración de los
electrones. Dicho en otras palabras, la manera en la cual los electrones de los átomos
se organizan alrededor de su núcleo, afecta las propiedades del átomo.
La teoría del átomo de Bohr postula que los electrones no están localizados
arbitrariamente alrededor del núcleo del átomo, sino que ellos se organizan en
envolturas de electrones específicas. Cada envoltura tiene una capacidad limitada de
electrones. A medida que las envolturas más internas se llenan, electrones adicionales
residen en envolturas más distantes. La capacidad de la primera envoltura del
electrón es de dos electrones y la de la segunda envoltura es de ocho. Por
consiguiente, en el ejemplo discutido con anterioridad, el oxígeno, con ocho protones
y ocho electrones, contiene dos electrones en su primera envoltura y seis en su
segunda envoltura. El flúor, con nueve electrones, contiene dos en su primera
envoltura y siete en la segunda. El neón, con diez electrones, contiene dos en la
primera envoltura y ocho en la segunda. Ya que el número de electrones en la
11
segunda envoltura aumenta, podemos deducir por qué las propiedades químicas
cambian gradualmente a medida que se va del oxígeno hacia el flúor y hacia el neón.
Grupo IA
Litio
VIA
VIIA
VIIIA
Oxígeno
Flúor
Neón
El sodio tiene once electrones. Dos están en la primera envoltura, pero recordemos que
la segunda envoltura sólo puede contener ocho electrones.
El decimoprimer electrón del sodio no cabe ni en su primera envoltura ni en la segunda. Este
electrón reside en una tercera envoltura del sodio. Razón por la cual hay
un cambio drástico en las propiedades químicas cuando se va del neón al
sodio, se debe a que hay un cambio dramático en la configuración de los
electrones
entre
estos
dos
elementos.
Sodio (Na)
Configuración electrónica del sodio (C.E.Na): 1s22s22p63s1.
Actividad N° 2
En la siguiente Tabla Periódica:
A
G
I
B
D
F
J
H
C
E
L
M
N
a. Indicar los grupos y periodos
b. Ubicar los bloques s, p, d y f
c. Indicar todos los elementos representativos cuya valencia es 2
d. Los elementos M y N ¿A qué grupo pertenecen?
e. Los elementos C, D, E y F ¿A qué grupo pertenecen?
f.
Agrupar los elementos indicados en la tabla como representativos, transición, y gases nobles.
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K
Compuestos
La mayoría de los materiales con los que tenemos contacto son compuestos, sustancias
formadas por una combinación química de dos o más átomos de los elementos. Una simple
“partícula” de un compuesto es llamada una molécula. El agua, por ejemplo, siempre está
compuesta de dos partes de hidrógeno y una parte de oxígeno. La fórmula química de un
compuesto se escribe poniendo los símbolos de los elementos juntos, sin ningún espacio entre
ellos. Si una molécula contiene más de un átomo de un elemento, se subscribe un número
después del símbolo para mostrar el número de átomos de ese elemento en la molécula. Así, la
fórmula del agua es H2O, nunca HO o H2O2.
Si nos imaginamos los átomos de hidrógeno como esferas azules y los
de
oxígeno
como
esferas
rojas,
éstos
se
unen
para
formar
agua,
esquemáticamente:
La idea de que los compuestos tienen fórmulas químicas definidas fue propuesta,
primero, al final del 1700 por el químico francés Joseph Proust. Éste realizó varios
experimentos y observó que no importaba cómo diferentes elementos reaccionan con el
oxígeno, pues ellos siempre reaccionan en proporciones definidas. Por ejemplo, dos partes de
hidrógeno siempre reaccionan con otra parte de oxígeno al formar agua.
En el ejemplo mencionado, la relación del hidrógeno al oxígeno es de 2 a 1.
Electronegatividad
La electronegatividad mide la tendencia de un átomo a atraer electrones en una unión
química. Es claro que esta tendencia está relacionada con las dos cantidades definidas
anteriormente (energía de ionización y afinidad electrónica), sin embargo, dado que es una
tendencia relativa, puede calcularse de diferentes modos dando lugar a diferentes escalas. En
cualquier escala la electronegatividad irá incrementándose hacia la derecha y hacia arriba en
la tabla periódica.
Es importante comprender las diferencias entre la electronegatividad que indica sólo una
tendencia y cuando un átomo está unido, de las propiedades definidas anteriormente que se
refieren a energías y a átomos aislados. En el tema de enlace químico se volverá sobre el
concepto de electronegatividad. La propiedad antagónica a la electronegatividad se denomina
13
electropositividad y es tomada como representativa de la propiedad denominada carácter
metálico
(en
realidad,
el
carácter
metálico
incluye
otras
características
como
son:
conductividad de la corriente eléctrica, conductividad térmica, etc.); debido a ello, el carácter
metálico formalmente aumenta hacia abajo y hacia la izquierda en la tabla periódica.
Enlace iónico
En este enlace uno de los átomos toma un electrón de la capa de valencia del otro,
quedando el primero con carga negativa por el electrón adicional y el segundo con carga
positiva al perderlo; el enlace se debe a una ley de la física ampliamente conocida: los polos
opuestos se atraen. Cuando un átomo o molécula tiene carga eléctrica se le conoce como ión,
de aquí el nombre.
Por ejemplo un átomo de Cloro al aceptar 1 e- del Sodio queda cargado negativamente,
forma el ión Cloruro Cl-, (anión) mientras que el Sodio queda con un electrón menos y forma
el catión Na+ (cargado positivamente). Los iones cargados de manera opuesta se atraen
entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace iónico, en el ejemplo
anterior la sustancia resultante es el Cloruro de Sodio ClNa (sal común).Miremos la reacción
del sodio con el cloro. En su estado atómico, el sodio tiene un electrón de valencia y el cloro
siete.
El cloro, con siete electrones de valencia, necesita un electrón adicional para completar
su envoltura de valencia que tiene ocho electrones. El sodio es más complicado. Al principio
parece que el sodio necesita siete electrones adicionales para completar su envoltura de
valencia. Pero esto le daría al sodio una carga eléctrica de - 7 y lo haría altamente
desbalanceado en términos del número de electrones (cargas negativas) relativa al número de
protones (cargas positivas). Cuando esto varía, es mucho más fácil para el sodio renunciar a
su electrón de valencia y convertirse en un +1 ión. Al hacerlo, el átomo de sodio vacía su
tercera valencia y entonces la envoltura externa que contiene electrones, es decir su segunda
envoltura, se llena. Esto concuerda con nuestro postulado anterior de que los átomos
reaccionan porque están tratando de llenar su envoltura de valencia.
Esta característica, es decir la tendencia de perder electrones cuando entran en reacción
química es común a todos los metales. El número de electrones que los átomos de metal
perderán (y la carga que ellos adquirirán) es igual al número de electrones en su envoltura de
14
valencia. Para todos los elementos del grupo A de la tabla periódica, el número de valencia de
electrones es igual al número del grupo.
Los no metales, en comparación, tienden a ganar electrones (o compartirlos) para
completar su envoltura de valencia. Para todos los no metales, excepto el hidrógeno y el helio,
la envoltura de valencia está completa con ocho electrones. Por consiguiente, los no metales
ganan electrones correspondientes a la fórmula = 8 - (número de grupo). El cloro, en el grupo
7, ganará 8 - 7 = 1 electrón y formará un -1 ión. El hidrógeno y el helio sólo tienen electrones
en su primera envoltura de electrones. La capacidad de su envoltura es dos. Por consiguiente,
el helio, con dos electrones, ya tiene una envoltura de valencia llena y clasifica dentro del
grupo de elementos que tienden a no reaccionar con otros, como los gases nobles. El
hidrógeno, con un electrón de valencia, ganará un electrón cuando forma un ión negativo. Sin
embargo, el hidrógeno y otros elementos de la tabla periódica denominados metaloides,
pueden efectivamente formar ya sea iones positivos o negativos correspondientes al número
de electrones de valencia que tengan. Por consiguiente, el hidrógeno formará un +1 ión
cuando pierde su electrón y un -1 cuando gana un electrón.
Características del enlace iónico.
 Se rompe con facilidad obteniéndose los iones que lo forman, generalmente basta
disolver la sustancia.
 Las substancias con enlaces iónicos son solubles en solventes polares.
Cloruro de sodio disuelto en H2O
Enlace Covalente
El segundo tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al
contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones,
el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones. Esto ocurre
comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los elementos que
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participan en el enlace querrá ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para
poder llenar sus envolturas de valencia.
La distribución de electrones compartidos y no compartidos es lo que determina la
estructura tridimensional de las moléculas. Un buen ejemplo de un enlace covalente es el que
ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tienen un electrón de
valencia en su primera capa. Puesto que la capacidad máxima de esta capa es de dos
electrones, cada átomo de hidrógeno "querrá" tomar un segundo electrón. En un esfuerzo
por conseguir un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos
para formar el compuesto H2. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una
envoltura de valencia. Lo mismo ocurre con el oxígeno, solo que tiene un enlace doble, con 2
enlaces covalentes.
Enlaces polares y no polares
En realidad, hay dos subtipos de enlaces covalentes. La molécula H2 es un buen ejemplo
del primer tipo de enlace covalente: el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H2
tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son
igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre
que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar. Los enlaces O-O y
C-H son no polares.
Los enlaces covalentes son muy fuertes y su estabilidad poco se afecta por la presencia
de solventes. Un ejemplo típico de enlace covalente es el enlace Carbono-Carbono que se
presenta en gran número de compuestos orgánicos. En la práctica, los orbitales compartidos
no se encuentran repartidos de manera equivalente, ya que los átomos más electronegativos
tienden a mantener a los electrones en su cercanía y, por lo tanto, el orbital molecular de
enlace presenta mayor volumen en la vecindad del átomo electronegativo. Los enlaces
covalentes en los que ambos átomos participantes poseen una electronegatividad semejante
(como en los enlaces C-C), no presentan diferencias en la carga electrónica a lo largo de la
molécula, por tanto su carga eléctrica es también uniforme y se dice que no poseen polaridad
y se los denomina enlaces no polares.
Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre
dos átomos, o difieren en su electronegatividad (poder del átomo en una molécula para atraer
electrones). Los enlaces covalentes polares ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad
hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los
electrones y formar un ión). En un enlace polar los electrones que se enlazan pasarán un
mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen
ejemplo del enlace polar covalente es el enlace H-O en la molécula de agua.
16
Sin embargo, en muchos casos el enlace covalente se forma entre átomos de distinta
electronegatividad y en consecuencia los electrones se agrupan más cerca de aquel átomo
electronegativo, como consecuencia un lado de la molécula es electrodeficiente (posee carga
parcial positiva) y el otro es electrodenso (posee carga parcial negativa). Este tipo de enlaces
se designan como enlaces covalentes polares y las moléculas con este desbalance de
cargas se designan como dipolares.
Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno (dibujados en rojo)
enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El oxígeno, con seis electrones de valencia,
necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de valencia. Cada hidrógeno
contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los electrones de dos átomos de
hidrógeno para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus
propios electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H.
Características del enlace covalente
 Es muy fuerte y se rompe con dificultad.
 Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, tenemos un
enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes polares.
Ejemplo: un enlace O-H
 Si la diferencia de electronegatividad es poca, tenemos un enlace no polar y se
favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes no polares. Ejemplo: un enlace
C-H o C-C.
Actividad N° 3
3. Esquematice mediante estructuras de Lewis la formación de los siguientes compuestos:
a. Cloruro de calcio (CaCl2)
b. Sulfuro de bario (BaS)
c. Cloruro de sodio (NaCl)
d. Sulfuro de potasio (K2S)
17
4. Esquematice mediante estructura de Lewis las uniones en las siguientes moléculas de elementos:
a. Hidrógeno (H2)
b. Cloro (Cl2)
c. Nitrógeno (N2)
5. Esquematice mediante estructura de Lewis las uniones en las siguientes moléculas de
compuestos:
a. Metano (CH4)
b. Amoníaco (NH3)
c. Agua (H2O)
d. Dióxido de carbono (CO2)
El Mol
El número de átomos o moléculas que intervienen en las reacciones químicas habituales
es enorme, por lo que fue conveniente definir un nuevo término, el mol, para definir al conjunto
formado por un número fijo y grande de entidades químicas fundamentales, comparables a la
cantidad que podría haber en un experimento real. Un mol de átomos de cualquier elemento
está definido como aquella cantidad de sustancia que contiene el mismo número de átomos
como átomos de C existen en exactamente 12g de C (Carbono) puro. Este número se conoce
como constante de Avogadro, NA, cuyo valor es de 6,02 x 1023. De manera simple, el mol
representa un número. Tal como el término 'docena' se refiere al número 12, el mol representa
el número 6.02 x 1023.
¡Este si que es un número alto! Mientras que una docena de huevos puede convertirse
en una rica tortilla de huevos, un mol de huevos puede llenar todos los océanos de la tierra
más de 30 millones de veces. Reflexione sobre esto, le tomaría a 10 billones de gallinas
poniendo 10 huevos por día más de 10 billones de años poner un mol de huevos. Por
consiguiente, ¿por qué usaríamos para empezar un número tan alto?
El mol se usa cuando se habla sobre números de átomos y moléculas. Los átomos y las
moléculas son cosas muy pequeñas. Una gota de agua del tamaño del punto al final de esta
oración contendría 10 trillones de moléculas de agua. En vez de hablar de trillones y
cuatrillones de moléculas (y más), es mucho más simple usar el mol.
Masa molar
18
Una muestra de cualquier elemento con una masa igual al peso atómico de ese
elemento (en gramos) contiene precisamente un mol de átomos (6.02 x 10 23 átomos). Por
ejemplo, el helio tiene un peso atómico de 4.00. Por consiguiente, 4.00 gramos de helio
contienen un mol de átomos de helio. También se puede trabajar con fracciones (o múltiplos)
de los moles:
Ejemplos de la Relación Mol/Peso Usando el Helio
Mol del Helio
Átomos del Helio
Gramos del Helio
1/4
1.505 x 1023
1g
1/2
3.01 x 1023
2g
1
6.02 x 1023
4g
2
1.204 x 1024
8g
10
6.02 x 1024
40 g
La masa atómica está enumerada en la tabla periódica. Para cada elemento enumerado,
que mide una cantidad del elemento igual a su masa atómica en gramos, se producirá 6.02 x
1023 átomos de ese elemento.
La masa atómica de un elemento identifica la masa de un mol de ese elemento y el
número total de protones y de neutrones en un átomo de ese elemento. ¿Cómo puede ser?
Examinemos el hidrógeno. Un mol de hidrógeno pesará 1.01 gramos.
Un Átomo de Hidrógeno
Cada átomo de hidrógeno consiste de un protón rodeado de un electrón. Pero recuerde,
el electrón pesa tan poco que no contribuye mucho al peso de un átomo. Ignorando el peso de
los electrones de hidrógeno, podemos decir que un mol de protones (H núcleo) pesa
aproximadamente un gramo. Ya que los protones y los neutrones tienen aproximadamente la
19
misma masa, un mol de cualquiera de estas partículas pesará alrededor de un gramo. Por
ejemplo, en un mol de helio, hay dos moles de protones y dos moles de neutrones - cuatro
gramos de partículas.
Masa molecular
Si una persona sube con otra sobre una balanza, ésta registra el peso combinado de
ambas personas. Cuando los átomos forman moléculas, los átomos se unen y el peso de la
molécula es el peso combinado de todas sus partes.
Por ejemplo, cada molécula de agua (H2O) tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de
oxígeno. Un mol de moléculas de agua contiene dos moles de hidrógeno y un mol de oxígeno.
Relación del Mol y el Peso del Agua y de sus Partes
2 moles de H
+
1 mol de O
=
1 mol de agua
Una botella llena con exactamente 18.02g de agua debería contener 6.02 x 1023
moléculas de agua. El concepto de las fracciones y de los múltiplos descrito con anterioridad,
también se aplica a las moléculas. De esta manera, 9.01g de agua debería contener 1/2 de
mol, o 3.01 x 1023moléculas. Se puede calcular el peso molecular de cualquier compuesto
simplemente sumando el peso de los átomos que conforman el compuesto, teniendo en
cuenta los subíndices.
Actividad N° 4
1. ¿Cuál es la masa en gramos de un mol de cada uno de los siguientes elementos?
Calcio, sodio, fósforo, oxigeno, carbono, azufre, hierro, cinc.
2. ¿Cuántos átomos están presentes en 3.14 gramos de cobre?
3. ¿Cuál de las siguientes cantidades tiene mayor masa: 2 átomos de plomo o 5,1 x 10-23 moles de helio?
4. Calcular la masa molar de cada una de las siguientes sustancias:
a) CH4 (metano)
b) C6H8O6 (ácido ascórbico o vit C)
c) H2SO4 (ácido sulfurico)
d) Hidroxido de calcio ,Ca(OH)2
20
e) NaNO3, nitrato de sodio
5. ¿Cuantas moléculas de etano (C2H6) están presentes en 0,334 gramos de etano?
6. La urea, (NH2)2CO, se utiliza, entre otras cosas, como fertilizante. Calcule el número de átomos de N, C, O
e H en 1,68 x 104 gramos de urea. ¿Cuántos moles de urea hay en esa misma masa?
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
Lavoisier propuso que el nombre de un compuesto debía describir su composición, y es esta norma la que se
aplica en los sistemas de nomenclatura química.
Para iniciar el estudio de la nomenclatura química, el nombre de los compuestos químicos, es necesario,
primero, distinguir entre compuestos inorgánicos y orgánicos.
Los compuestos orgánicos contienen carbono, comúnmente combinado con elementos como hidrógeno,
oxígeno, nitrógeno y azufre. El resto de los compuestos se clasifica como compuestos inorgánicos.
Para los efectos de nombrar la gran variedad de compuestos químicos inorgánicos, es necesario agruparlos
en categorías de compuestos. Una de ellas los clasifica de acuerdo al número de elementos que forman el
compuesto, distinguiéndose así los compuestos binarios y los compuestos ternarios.
COMPUESTOS BINARIOS
Los compuestos binarios están formados por dos elementos diferentes. Según su composición estos se
clasifican en:
1. ÓXIDOS.
Los óxidos se forman cuando los elementos reaccionan con el oxígeno.
Si el elemento es un metal, se llaman óxidos metálicos, y si el elemento es un no metal se los denomina
óxidos no metálicos.
Óxidos metálicos u óxidos básicos. (Metal + O2)
Nomenclatura Tradicional (NT): se nombra utilizando la función “Oxido” seguido del nombre del metal,
cuando el metal tiene dos número de valencia, para denominar a estos óxidos, se agrega al nombre del
metal la terminación "oso" a la menor valencia y "ico" a la mayor valencia.
Numeral Stock (NS) o IUPAC: se escribe el metal seguido de la valencia entre paréntesis y número romano.
No se escribe la valencia en aquellos elementos que presentan una sola.
Ejemplos:
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Fórmula
Na2O
CaO
Al2O3
K2O
FeO
Fe2O3
Cu2O
CuO
Nombre tradicional
Óxido de sodio
Óxido de calcio
Óxido de aluminio
Óxido potasio
Óxido ferroso
Óxido férrico
Óxido cuproso
Óxido cúprico
Nombre de Stock
Óxido de sódio
Óxido de cálcio
Óxido de alumínio
Óxido de potasio
Óxido de hierro (II)
Óxido de hierro (III)
Óxido de cobre (I)
Óxido de cobre (II)
Óxidos no metálicos u oxoácidos. (No Metal + O2)
Para nombrar a estos óxidos se aplica la misma norma que rige para los óxidos metálicos. Un grupo
importante de los óxidos no metálicos puede reaccionar con el agua para dar origen a los compuestos
conocidos como oxoácidos.
En la nomenclatura tradicional para el caso de los Halógenos, grupo VIIA de la tabla periódica (Cl2, F2, I2 y Br2)
presentan cuatro números de valencias del no-metal mediante los sufijos "oso" e "ico" y los prefijos "hipo"
y "per" de la siguiente manera:
Valencia
+1
+3
+5
+7
Prefijo
Hipo
--Per
Terminación
oso
oso
ico
ico
Ejemplo
Cl2O óxido hipocloroso
Cl2O3 óxido cloroso
Cl2O5 óxido clorico
Cl2O7 óxido perclorico
Ejemplos de no metales con dos números de valencia:
Fórmula
SO2
SO3
P2O3
P2O5
N2O3
N2O5
Nomenclatura tradicional
Óxido sulfuroso
Óxido sulfurico
Óxido fosforoso
Óxido fosfórico
Óxido nitroso
Óxido nítrico
Nomenclatura de Stock (IUPAC)
Óxido de azufre (IV)
Óxido de azufre (VI)
Óxido fósforo (III)
Óxido de fósforo (V)
Óxido de nitrógeno (III)
Óxido de nitrógeno (V)
2. HIDRUROS.
Son compuestos que se formar cuando un elemento reacciona con el Hidrógeno.
En este grupo se pueden distinguir dos subgrupos:
a) Los hidruros metálicos. compuestos formados por hidrógeno y un metal. Donde el hidrógeno actúa con la
valencia – 1, es la excepción para el hidrógeno.
Se les nombra con la palabra genérica "hidruro" seguida del nombre del metal.
Ejemplo:
Fórmula
LiH
NaH
Nombre
hidruro de litio
hidruro de sodio
22
AlH3
hidruro de aluminio
b) Los hidruros no metálicos o hidrácidos. compuestos formados por hidrógeno y un no-metal.
Ejemplo:
Fórmula
HCl
HBr
H2S
NH3
Nombre estado gaseoso
Cloruro de hidrógeno
Bromuro de hidrógeno
Sulfuro de hidrógeno
Amoniaco
En medio acuoso
Ácido clorhídrico
Ácido bromhídrico
Ácido sulfhídrico
Amoníaco
3. SALES BINARIAS.
Estas sales son compuestos binarios que contienen un metal y un no-metal. Se les denomina utilizando el
nombre del no-metal terminado en el sufijo "uro" y colocando a continuación el nombre del metal;
mediante un número romano se indica el estado de oxidación del metal cuando éste presenta más de una
valencia.
Ejemplo de sales binarias:
Fórmula
KBr
NaCl
FeCl2
FeCl3
CuS
Nomenclatura tradicional
Bromuro de potasio
Cloruro de sodio
Cloruro ferroso
Cloruro férrico
Sulfuro cúprico
Nomenclatura de Stock
Bromuro de potasio
Cloruro de sodio
Cloruro de hierro (II)
Cloruro de hierro (III)
Sulfuro de cobre (II)
COMPUESTOS TERNARIOS
Se llaman compuestos ternarios a aquellos que están formados por tres elementos diferentes. Este conjunto
de compuestos, igual que los binarios, incluye sustancias que pertenecen a funciones diferentes. Las más
importantes son:
1) Hidróxidos .
2) Ácidos oxigenado u oxoácidos.
3) Sales derivadas de los ácidos oxigenados.
1. FORMULACIÓN Y NOMENCLATUAR DE HIDRÓXIDOS.
La fórmula general de los hidróxidos es: M(OH)n , donde "n" indica el número de grupos OH unidos al
metal y coincide con la valencia del metal.
Se forman a partir de la reacción entre un óxido metálico y el agua.
EJEMPLO: Escribir la fórmula del hidróxido de aluminio.
a) se escribe el símbolo de Al y el grupo OH encerrado entre paréntesis: Al(OH)
b) se intercambian las valencias: Al1(OH)3
c) se suprime el subindice 1: Al(OH)3
Para nombrar los hidróxidos se utiliza la palabra "hidróxido" seguida del nombre del metal.
23
Ejemplo de hidroxidos.
Fórmula
KOH
Ca (OH)2
Al(OH)3
Fe(OH)2
Fe(OH)3
Nomenclatura tradicional
Hidróxido de potasio
Hidróxido de calcio
Hidróxido de aluminio
Hidróxido ferroso
Hidróxido férrico
Nomenclatura de Stock
Hidróxido de potasio
Hidróxido de calcio
Hidróxido de aluminio
Hidróxido de hierro (II)
Hidróxido de hierro (III)
2. FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE ÁCIDOS OXIGENADOS U OXOÁCIDOS.
Los oxoácidos está constituidos por Hidrógeno, un no-metal y Oxígeno. Para escribir las fórmulas de
los oxoácidos, los símbolos de los átomos se anotan en el siguiente orden:
1º el símbolo de los átomos de hidrógeno.
2º el símbolo del elemento central, que da el nombre al oxoácido.
3º el símbolo del oxígeno.
Cada uno con su subíndice respectivo: HnXOm
La mayoría de los oxoácidos se pueden obtener por la reacción de un óxido no metálico con agua. Por
esto, para nombrarlos, se cambia la palabra "óxido" por "ácido".
En la Numeral Stock se nombra al no metal con terminación “ato” seguido de la valencia escrita en
número romanos y entre paréntesis, de hidrógeno.
Ejemplo:
SO3
+
H2O
H2SO4
Óxido sulfurico
ácido sulfúrico
Óxido de azufre (VI)
Sulfato (VI) de hidrógeno
Cl2O3
+
H2O
Óxido cloroso
Óxido de cloro (III)
H2Cl2O4 = HClO2
Ácido cloroso
Clorato (III) de hidrógeno
3. FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE LAS OXOSALES.
El procedimiento para establecer la fórmula de una sal terciaria, es análogo al utilizado para las sales binaria,
la diferencia fundamental radica en que en este caso al reemplazar el hidrógeno, quedan dos elementos para
combinarse con el metal.
En la Nomenclatura tradicional la terminación del no metal que forma el óxido se cambia por:
OSO → ITO ICO → ATO
Se forman al reaccionar un hidróxido y un oxoácido.
Una forma simple de determinar la fórmula de la sal es la siguiente:
24
EJEMPLO:
H 2 SO 4 → 2 H + + SO 42 +
1)
Fe + 3 + SO4− 2 → Fe 2 ( SO4 ) 3
+
−
2) HNO3 → H + NO3
NO3− + Na + → NaNO3
Para nombrar las sales ternarias, simplemente se cambia el sufijo del ácido que las origina, de la siguiente
forma:
Fórmula
Sistema tradicional
Sistema de Stock
Fe2(SO4)3
sulfato férrico
sulfato (VI) de hierro (III)
Na (NO3)
nitrato de sodio
nitrato(V) de sodio
Na2(CO3)
carbonato de sodio
carbonato (IV) de sodio
Cu (NO2)2
nitrito cúprico
nitrato (III) de cobre (II)
Ni (IO)3
hipoyodito niquélico
yodato (I) de niquel (III)
Actividad N° 5
1. A partir del óxido correspondiente, escriba la ecuación química para la obtención de las siguientes
bases:
a. Hidróxido de sodio
b. Hidróxido de calcio
c. Hidróxido de níquel (II), hidróxido niquelico
d. Hidróxido mercurioso, Hidróxido de mercurio (II)
2.
Nombrar los siguientes óxidos ácidos:
a. I2O; I2O3; I2O5; I2O7
b. P2O3; P2O5
c. SO2; SO3
d. N2O3; N2O5
3. A partir del óxido correspondiente, escriba la ecuación química para la obtención de los siguientes
oxácidos:
a. Ácido sulfuroso, sulfato (VI) de hidrógeno
25
b. Ácido hipocloroso, ácido cloroso, ácido clórico, clorato (VII) de hidrógeno
c. Nitrato (III) de hidrógeno, ácido nítrico
26
4.
Escriba el nombre de los siguientes compuestos, identificando a qué grupo de óxidos
pertenece o deriva.
Fórmula
Na2O
SO3
Li2O
CaO
HBrO4
Al2O3
H2SO3
Cu(OH)2
I2O3
Zn(OH)2
5.
IUPAC – Tradicional
Óxido básico Óxido ácido
Escriba el nombre de las siguientes sales identificando a qué grupo de sales pertenece.
Formula
Na2CO3
K2SO4
BaSiO3
MgS
Ca(NO3)2
K3PO4
CuSO4
KI
Fe(NO3)3
Al2(SO3)3
CaF2
Na2SO4
Cu(BrO3)2
Tradicional
Oxosal
27
Sales binarias
QUÍMICA ORGÁNICA
En química orgánica se estudian los compuestos que tienen enlaces C-C y C-H,
también se la denomina química del carbono.¿ Por qué se dedica toda una rama de la
química al comportamiento de compuestos formados por un solo elemento?. La
respuesta consta de dos partes: 1) hay muchos más compuestos que contienen carbono
en la naturaleza con respecto a los que no lo contienen, y 2) las moléculas que
contienen carbono son mucho más grandes y complejas.
Originariamente, se empleaba el término orgánico para describir los compuestos que
provenían de plantas o animales. En 1828, Friedrich Wöhler sintetizó la urea al calentar
a ebullición cianato de amonio en agua.
NH4OCN
H2N-CO-NH2
Cianato de amonio
Inorgánico
Urea
Orgánico
Así desmintió la teoría de la fuerza vital, que decía que los compuestos orgánicos
solo podían ser formados por seres vivos. En la actualidad muchos compuestos
orgánicos se fabrican a partir de material inorgánico.
La química orgánica forma parte de todos los aspectos de la vida. Toda la vida se
basa en la interrelación de miles de sustancias orgánicas ( desde compuestos sencillos
como azúcares, aminoácidos y grasas, hasta compuestos mucho más complejos como
las enzimas que caracterizan las reacciones químicas vitales y las enormes moléculas de
ADN que llevan la información genética de una generación hasta la siguiente ). Los
alimentos (incluyendo muchos aditivos), la ropa, los plásticos, medicinas, combustibles,
venenos, detergentes y jabones proceden de la química orgánica.
El carbono tiene cuatro electrones en su capa más externa y forma cuatro enlaces.
El carbono tiene una característica exclusiva entre los elementos, por lo que se refiere al
grado en que se enlaza con los diversos compuestos que forma. La capacidad de un
elemento de enlazarse consigo mismo se denomina concatenación ( "formación de
cadenas" ). Los átomos de carbono se concatenan para formar cadenas largas, cadenas
28
ramificadas y anillos que también pueden tener cadenas unidas a ellos. Se conocen
millones de compuestos de este tipo.
A continuación veremos los compuestos orgánicos más sencillos o hidrocarburos
que solamente contienen carbono e hidrógeno.
HIDROCARBUROS SATURADOS
Los hidrocarburos saturados son aquellos que solo contienen enlaces sencillos. EL
petróleo y el gas natural están formados en su mayoría por hidrocarburos de este tipo.
Alcanos
Los hidrocarburos saturados o alcanos son compuestos en los cuales cada átomo de
carbono está enlazado con otros cuatro átomos más. Cada átomo de hidrógeno se encuentra
unido a un átomo de carbono. El alcano más sencillo es el llamado metano
(CH4) cuya
molécula presenta estructura tetraédrica del carbono.
El etano (C2H6) es el siguiente hidrocarburo saturado más sencillo. Su estructura es bastante
similar a la del metano, dos átomos de carbono comparten un par de electrones y a su vez cada
átomo de carbono comparte un par de electrones con cada uno de los tres átomos de hidrógeno.
Ambos átomos de carbono poseen hibridación sp3. Puede visualizarse la formación del etano a
partir de dos moléculas de metano, retirando un átomo de hidrógeno (y su electrón) de cada
molécula de CH4 y después uniendo los fragmentos.
El siguiente compuesto de la serie es el propano (C3H8) el cual resulta de agregar el grupo
-CH2- en medio del etano.
El compuesto que posee 4 átomos de carbono se denomina butano (C4H10) y presenta dos
estructuras llamadas isómeros. Ambas estructuras corresponden a las dos maneras en que se
puede representar al butano. Si el compuesto forma una cadena recta se lo denomina n-butano
o butano normal, en el cual no hay ramificación. Si en cambio posee un grupo -CH3 (metilo)
como ramificación producto de la sustitución de un hidrógeno central del propano, el compuesto
se denomina 2-metil propano o Isobutano y es el hidrocarburo ramificado más sencillo.
Las fórmulas de los hidrocarburos saturados pueden escribirse en términos generales como:
CnH2n+2
29
Donde n representa el número de átomos de carbono de la molécula. De lo dicho podemos
deducir que cada alcano se diferencia del siguiente de su serie por la adición de un grupo
metileno -CH2-. La serie de compuestos en la cual cada miembro difiere del siguiente por un
número específico y tipo de átomos se llama serie homóloga. Las propiedades de los miembros
de una serie homóloga son muy similares.
El método sistemático que se utiliza para nombrar los alcanos fue impuesto por IUPAC. Es
preciso aprender de memoria los nombres de los primeros cuatro compuestos, los restantes
tienen prefijos (griegos) que indican el número de átomos de carbono de la molécula. Todos los
nombres de los alcanos terminan en -ano.
Se ha dicho que existen dos hidrocarburos C4H10 saturados, para el caso del pentano
existen tres ordenamientos posibles de átomos. Se conocen tres pentanos diferentes.
Este tipo de isomería llamada estructural, aumenta con rapidez conforme se incrementa el
número de átomos de carbono en los hidrocarburos saturados. En la tabla 3 pueden observarse
el número de isómeros de algunos hidrocarburos saturados, la mayoría no se han aislado por lo
que su existencia es solamente teórica.
Fórmula
C9H20
Número de Isómeros posibles
35
C10H22
75
C11H24
159
C12H26
355
C13H28
802
C14H30
1.858
C15H32
4.347
C20H42
366.319
C25H52
36.797.588
C30H62
4.111.846.763
30
Fórmula
M
ol
e
c
ul
ar
Nombre
IUPAC
p.
p. Fusión
Estado
Ebullición
( ºC )
físico
( ºC )
CH4
Metano
-161
-184
C2H8
Etano
-88
-183
C3H8
Propano
-4,2
-188
C4H10
Butano
0,6
-138
C5H12
n-pentano
36
-130
C6H14
n-hexano
69
-94
C7H16
n-heptano
98
-91
C8H18
n-octano
126
-57
C9H20
n-nonano
150
-54
C10H22
n-decano
174
-30
C11H24
n-undecano
194,5
-25,6
C12H26
n-dodecano
214
-9,6
C13H28
n-tridecano
234
-6,3
C14H30
n-tetradecano
252,5
5,5
C15H32
n-pentadecano
270,5
10
C16H34
n-hexadecano
287,5
18
C17H36
n-heptadecano
303
22,5
C18H38
n-octadecano
317
C19H40
n-nonadecano
330
C20H42
eicosano
205
Gaseosos
Líquidos
Sólido
Sólidos
ALQUILOS
Los grupos alquilos se consideran fragmentos de una molécula de hidrocarburo
saturado o no saturado al cual se le ha eliminado un hidrógeno. Se les dan nombres
relacionados con los hidrocarburos de los cuales derivan con la terminación ilo
31
Hidrocarburo Principal
Grupo alquilo
CH4 ( Metano )
CH3- ( Metilo )
C2H6 ( Etano )
CH3-CH2- ( Etilo )
C3H8 ( Propano )
CH3-CH2-CH2- ( n-Propilo )
CH3-CH-CH3 ( Isopropilo )
Tabla 5
NOMENCLATURA DE LOS HIDROCARBUROS SATURADOS
Anteriormente detallamos los nombres asignados para los diferentes alcanos o
parafinas. A continuación enumeraremos las reglas a seguir para denominar los hidrocarburos
de cadena ramificada:
1.- Encontrar la cadena continua más prolongada de átomos de carbono.
2.- Numerar los átomos de carbono de la cadena comenzando por el extremo que se
encuentra más cercano a la ramificación.
3.- Asignar los números (posición) y nombre de los sustitutos o ramificaciones.
4.- La denominación termina siempre con el nombre correspondiente a la cadena principal o
más larga.
CH3

CH3-CH-CH2-CH2-CH3
1
2
3
4
2 - metil pentano
5
CH3
CH3


CH3-CH-CH2-CH-CH2-CH2-CH2-CH3
1
2
3
4
5
6
7
8
32
2 - 4 Dimetil octano.
HIDROCARBUROS NO SATURADOS.
Recordemos que se denominaban hidrocarburos saturados a aquellos que poseían el
número máximo de átomos de hidrógeno. Para el caso de los hidrocarburos no saturados esto
no se cumple, esto es, están formados también por carbono e hidrógeno pero no contienen el
número máximo de átomos de hidrógeno posibles.
Existen tres tipos de hidrocarburos no saturados: 1) los alquenos y sus contrapartes cíclicas,
cicloalcanos, 2) los alquinos y 3 ) los hidrocarburos aromáticos.
Alquenos u olefinas
Los alquenos contienen un doble enlace entre dos átomos de carbono en su molécula
(C=C). Su fórmula general, o sea la que caracteriza a la serie homóloga, es:
CnH2n
Conviene recordar que los cicloalcanos también presentan la misma fórmula general
pero son saturados pues no pueden admitir más átomos de hidrógeno en su molécula. Las
raíces de los nombres de los alquenos derivan de los alcanos que poseen el mismo número de
átomos de carbono que la cadena más larga que posee el doble enlace. En el sistema común
(trivial) de nomeclatura se añade el sufijo -ileno a la raíz característica. En la nomenclatura
sistemática (IUPAC) se añade el sufijo -eno a la raíz característica. En cadenas de cuatro o más
átomos de carbono la posición del doble enlace se indica con un prefijo numérico que indica el
átomo de menor número con el doble enlace, esto es así pues solo hay una posición posible para
el doble enlace en el caso de cadenas de dos o tres átomos de carbono.
CH2 = CH2
CH3 - CH = CH2
CH3 - CH2 - CH = CH2
4
Eteno
propeno
3
2
1-buteno
CH3 - CH = CH - CH3
CH3 - C = CH2

CH3
2-buteno
metilpropeno
( isobutileno )
33
1
Al nombrar los alquenos se da preferencia al doble enlace (posicional) con respecto a los
sustitutos sobre la cadena de hidrocarburo. Se le asigna el número más bajo posible.
CH3 - CH2 - C = CH2

CH3
CH3 - CH = CH - CH - CH3

CH3
2 - metil - 1 - buteno
4 - metil - 2 – penteno
Algunos alquenos llamados polienos tiene dos o más dobles enlaces carbono - carbono en
su molécula. Se emplean los sufijos -adieno, -atrieno para indicar el número de dobles enlaces
que poseen.
CH2 = CH - CH = CH2
1
2
3
4
CH3 - CH = C = CH2
4
1,3 - butadieno
3
2
1
1,2 – butadieno
El 1,3-butadieno y moléculas similares que contienen dobles y simples enlaces alternados se
describen como dobles enlaces conjugados. Estos compuestos revisten interés desde el punto
de vista de su polimerización.
La polimerización es la combinación de muchas moléculas pequeñas para formar moléculas de
gran tamaño (polímeros). Un ejemplo importante es la polimerización del etileno en presencia
de catalizadores especiales forma una molécula formada por 800 o más átomos de carbono
denominada polietileno. Una reacción similar desarrolla el propileno para formar polipropileno.
catalizador
n CH2 = CH2
(- CH2 - CH2 -) n
etileno
polietileno
En este caso el polietileno es un polímero del etileno el cual se denomina monómero o
unidad repetitiva. El teflón deriva de la polimerización del tetrafluoroetileno:
catalizador
nCF2 = CF2
-(-CF2 - CF2 -)Teflón
34
El hule natural se obtiene de la savia del árbol llamado hule o caucho, es un hidrocarburo
polimérico que se forma por combinación de cerca de 2000 moléculas de 2-metil-1,3-butadieno
o isopreno.
2n CH2 = C - CH = CH2

CH3
-(- CH2 - C = CH - CH2 - CH2 - C = CH - CH2-)-n


CH3
CH3
isopreno
hule natural
Este compuesto se somete a un proceso llamado de vulcanización en el cual se agrega
azufre y se lo calienta a temperaturas cercanas a los 140 ºC.
Un hule sintético es el llamado neopreno cuya unidad estructural o monómero es el
cloropreno, la diferencia con el isopreno es que contiene un cloro en vez de un metilo como
ramificación de la cadena no saturada.
PROPIEDADES QUÍMICAS.
La mayor reactividad de los alquenos respecto de los alcanos correspondientes es
debida a la presencia de la doble ligadura. Dentro de las reacciones que presentan encontramos:
1.- Reacciones de adición.
2.- Reacciones de oxidación.
En el primer caso se pueden adicionar al doble enlace grupos atómicos iguales o diferentes.
CH2= CH2
+
Cl-CH2  CH2-Cl
Cl2
1,2 dicloro etano
CH2 = CH2 + H2
CH3  CH3
Etano
Este tipo de reacción también se desarrolla cuando reacciona con el iodo. Esto se ocupa
para la determinación del " índice de iodo " que es una característica de grasas y aceites.
También el oxígeno oxida a nivel del doble enlace provocando la ruptura del compuesto dando
35
como resultado una mezcla de aldehídos y ácidos orgánicos. Como ejemplo de adición de grupos
atómicos diferentes tenemos el caso de la hidratación del doble enlace que producirá el
agregado de un grupo OH- sobre uno de los carbonos que contienen el doble enlace y un H+
sobre el otro.
ISOMERÍA GEOMÉTRICA
Para el caso de los alquenos, la existencia de un doble enlace entre dos átomos de carbono
determina que, a diferencia de los alcanos, en estos compuestos no sea posible la libre rotación
alrededor del doble enlace. Si son reemplazados dos hidrógenos de los átomos de carbono que
poseen la doble ligadura serán posibles dos isómeros estructuralmente diferentes. En uno los
grupos estarán del mismo lado del plano determinado por el doble enlace, y en el otro estarán
de lados opuestos. Estos dos compuestos serán pues, isómeros, llamándose en el primer caso
isómero cis y en el otro trans. A este tipo de isomería se la denomina isomería geométrica.
ALQUINOS
Los Alquinos o hidrocarburos acetilénicos contienen enlaces triples entre átomos de
carbono. Su fórmula general es:
CnH2n-2.
Se los nombra al igual que los alcanos añadiendo el sufijo -ino a la raíz característica. El
primer miembro de la serie es el etino o acetileno, es inestable y se descompone a altas
presiones en carbono e hidrógeno.
En este caso el triple enlace tiene preferencia de posición respecto de los sustitutos de la
cadena de carbonos de manera tal que se asigna el número más bajo posible. En las lámparas
de acetileno este compuesto se forma por agregado de agua al carburo de calcio; a continuación
el acetileno se quema en presencia de oxígeno en cuyo caso la llama alcanza los 3000 ºC. Esto
hace que se lo utilice para soldar y cortar metales.
CH ≡ CH
etino
CH3 −C ≡ CH
CH3 − CH2 – C ≡ CH
propino
1 - butino
36
CH3 – C ≡ C− CH3
2 - butino
HIDROCARBUROS AROMÁTICOS.
Originalmente se denominaba aromático a sustancias de olor agradable. En la actualidad
esta palabra indica al benceno y sus derivados, así como también a compuestos que tienen
propiedades químicas similares. Algunos poseen olor agradable y otros no debido a sustitutos en
el anillo bencénico; por otra parte existen compuestos de olor agradable que no contienen
anillos bencénicos.
BENCENO
El benceno es el hidrocarburo aromático más sencillo. Fue descubierto por Faraday como
un subproducto de la fabricación de gas de alumbrado a partir del aceite de ballena. Su fórmula
molecular es C6H6, esto hace suponer que la molécula es altamente no saturada pero con
propiedades diferentes a las de los alquenos y alquinos.
Benceno
Forma esquemática.
Existen además ciertos compuestos llamados de condensación tales como el naftaleno,
antraceno y fenantreno. En estos casos no existen átomos de hidrógeno unidos a los átomos de
carbono que participen de la fusión de los anillos aromáticos. Muchos compuestos que se
encuentran en la naturaleza contienen este tipo de anillos fundidos.
naftaleno
antraceno
37
fenantreno
Actividad N° 6
1. Completar el siguiente cuadro indicando la nomenclatura correspondiente a cada compuesto
2. Escribir la fórmula desarrollada de los siguientes compuestos
a. 2,2,3,5,-tetrametilheptano
b. 3,3,6-Trietil-6-metiloctano
c. 3,3-Dietil-2,5,-dimetilhexano
d. 7-Etil-4-isopropil-2,7-dimetildecano
e. 5-Etil-2,6-dimetil- 2,3,4 octatrieno
f. 8,8,9,9-Tetrametil-3,6-decadieno
3.
Unir con flechas
Butano
Doble enlaces C=C
Propino
Simple enlace C-C
Penteno
Triple enlace C=C
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