Descargar Archivo - Liceo Industrial Benjamin Franklin

Nombre:
Establecimiento Educacional:
Profesor/a:
Año:
© Química 2º Año Medio
Autora:
María Isabel Cabello Bravo.
Licenciada en Educación. Profesora de Química.
Universidad Metropolitana de Ciencias de la Educación.
Magíster en Ciencias de la Educación.
Universidad Mayor.
2009 Ediciones Cal y Canto ®
N° de inscripción: 167.011
ISBN: 978-956-8623-20-3
2010 Ediciones Cal y Canto ®
N° de inscripción: 167.011
ISBN: 978-956-8623-20-3
2011 Ediciones Cal y Canto ®
N° de inscripción: 167.011
ISBN: 978-956-8623-20-3
Director Editorial:
Editora Jefe:
Editora:
Diseño:
Diagramación digital:
Fotografías:
Corrector de pruebas y estilo:
Jefe de Producción:
Asistente de Producción:
Jorge Muñoz Rau
Alicia Manonellas Balladares
Patricia Morales Inostroza
María Jesús Moreno Guldman
Rodolfo Acosta Castillo
Banco de Fotos de Ediciones Cal y Canto
Alejandro Cisternas Ulloa
Cecilia Muñoz Rau
Lorena Briceño González
El presente libro no puede ser reproducido ni en todo ni en parte, ni archivado, ni transmitido por
ningún medio mecánico, electrónico, de grabación, CD-Rom, fotocopia, microfilmación u otra
forma, sin la autorización escrita del editor.
La materialidad y fabricación de este texto está certificado por el IDIEM - Universidad de Chile.
Impreso RR Donnelley
Se terminó de imprimir esta reimpresión de 239.150 ejemplares en el mes de diciembre de 2010.
T E X T O PA R A E L E S T U D I A N T E
QUIMICA 2º
m edio
María Isabel Cabello B.
Licenciada en Educación.
Profesora de Química.
Magíster en Ciencias de la Educación.
ESTRUCTURA DEL TEXTO
ENTRADA DE UNIDAD
Se presenta una introducción de la Unidad
acompañada de imágenes representativas y
motivadoras junto a los Contenidos Mínimos
Obligatorios. También encontrarás los
aprendizajes esperados.
ENTRADA DE TEMA
Presenta los Contenidos Mínimos Obligatorios
acompañados de imágenes representativas, y
un organizador gráfico conceptual con una
sección de activación de conocimientos previos.
Sección de tamaño variable que te
permite desarrollar y practicar las
habilidades de pensamiento y de
proceso relacionadas con el
tratamiento de los contenidos.
4
CIENCIA EN ACCIÓN
A través de grupos de trabajo colaborativo o en
forma individual, tendrás un acercamiento
práctico a los contenidos. Es importante que
seas cuidadoso y observes las indicaciones de
seguridad presentes en cada actividad.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
REVISTA CIENTÍFICA
Aquí te encontrarás con interesantes lecturas
del ámbito científico, siempre en el contexto
de los temas que se están abordando.
Metacognición
Pequeña sección orientada
hacia la reflexión sobre el
propio aprendizaje para
desarrollar habilidades
metacognitivas.
REVISEMOS LO APRENDIDO
Al final de cada tema te encontrarás con la
posibilidad de evaluar tus aprendizajes para
saber cuál ha sido tu grado de avance y qué
tienes que reforzar.
SÍNTESIS
Esta página te será de gran ayuda, ya que en
ella encontrarás los conceptos relevantes que
te permiten consolidar tu aprendizaje.
S A B Í A S
Q U E :
En esta entretenida sección podrás
enterarte de datos curiosos o de las
diversas conexiones que tienen los
contenidos tratados con situaciones
de nuestra vida diaria.
CAMINO A...
Te permite ensayar para rendir pruebas
nacionales o internacionales.
MÁS QUE QUÍMICA
Relaciona el contexto
histórico con el avance de la
ciencia en el mundo de hoy.
En http://
Bajo este nombre te entregamos
páginas Web, donde puedes
encontrar material complementario o
de profundización a los temas.
5
ÍNDICE
Contenidos
UNIDAD 1
Tema 1
Tema
1
El átomo
Modelo atómico de
la materia
14
10
El átomo
Tema 2
Propiedades periódicas
12
19
29
35
Tabla periódica
Metales, no metales y metaloides
Propiedades periódicas
45
51
53
Hacia el concepto de enlace químico
Símbolos de Lewis
El enlace químico
Estereoquímica - Geometría molecular
Polaridad molecular
Interacciones moleculares
71
72
74
83
87
89
El carbono
Los hidrocarburos
Hidrocarburos cíclicos
Hidrocarburos de cadenas ramificadas
Isomería
103
107
118
124
127
Funciones orgánicas
Compuestos orgánicos polifuncionales
139
154
Disoluciones
Solubilidad
Concentraciones en disoluciones
Cantidad de sustancia y número de átomos
Estequiometría
Propiedades coligativas de las disoluciones
172
175
176
180
188
194
Lo cítrico y lo amargo
Teorías ácido-base
Concepto de pH
Cálculo de pH en ácidos y bases fuertes y débiles
Neutralización
Amortiguadores
209
210
214
219
222
225
40
UNIDAD 2
Tema 1
Enlace químico
Los átomos se unen
64
66
Tema 1
Hidrocarburos
UNIDAD 3
El átomo
Modelo mecanocuántico del átomo
La configuración electrónica
98
Química orgánica
Tema 2
Grupos funcionales
96
136
Tema 1
Disoluciones químicas
UNIDAD 4
168
Disoluciones
Tema 2
Ácidos y bases
166
• Bibliografía: 232
6
206
Revista científica
Evaluación y síntesis
Tres hombres que
marcaron el destino
de las ciencias químicas
Revisemos lo aprendido:
Autoevaluación
Tema 1
38
39
37
Importancia de
oligometales ionizados
en los seres
vivos
Revisemos lo apredido:
Tema 2
Síntesis de la Unidad 1
59 Camino a...
Autoevaluación:
61
60
62
63
La teoría cuántica de
Max Planck
Revisemos lo aprendido
91 Síntesis de la Unidad 2
Camino a...
92 Autoevaluación:
94
95
93
El combustible de nuestro
Revisemos lo aprendido
Autoevaluación:
cuerpo
133 Tema 1
134
135
Reconocimiento de grupos funcionales 137
Destilación de bebida alcohólica
144
La principal fuente
de energía
Revisemos lo aprendido
161 Tema 2
162
Síntesis de la Unidad 3 164
Camino a...
165
Autoevaluación:
163
Disoluciones
Preparación de disoluciones molares
Propiedades coligativas
169
183
192
Mezclas de vital
importancia
Revisemos lo aprendido
203 Tema 1
204
Autoevaluación:
205
Ácidos y bases
Amortiguadores o disoluciones buffer
207
223
Revisemos lo aprendido
Sistemas amortiguadores
228
de importancia vital
227 Tema 2
Síntesis de la Unidad 4 230
Camino a...
231
Autoevaluación:
229
Actividad exploratoria
Modelos atómicos
15
Sistema periódico de los elementos
Propiedades de los elementos
41
48
Reacciones químicas. Rompiendo y
formando enlaces
67
Compuestos orgánicos e inorgánicos
99
Autoevaluación
7
LA ENSEÑANZA DE LAS CIENCIAS
Metodología de la
indagación
“Ciencia en acción”
Focalización
Observación
Preguntas de investigación
Formulación de hipótesis
Somos capaces de percibir a todos los seres vivos y objetos inertes que están a
nuestro alrededor haciendo uso de nuestros órganos de los sentidos: vemos,
escuchamos, olemos, gustamos y sentimos todo cuanto está a nuestro alrededor, y
nos planteamos preguntas de nuestra realidad.
Esta búsqueda del conocimiento debe estar acompañada de estrategias, vale decir,
de formas de elegir, coordinar y aplicar procedimientos para encontrar la respuesta a
un problema.
El avance de las ciencias, que es una forma de ver el mundo, en general y en especial
de la química, ha sido vertiginoso, exitoso y a expensas de largos periodos de trabajo
individual y colectivo.
Es precisamente la acumulación de los conocimientos obtenidos a partir del trabajo
científico, la que permite comprender hechos cotidianos, curar enfermedades,
mejorar procesos industriales, etc.
Exploración
Diseño experimental y
experimentación
Registro de las
observaciones
A medida que avances en este texto, conocerás y aplicarás muchas de las destrezas que
emplean los científicos en su trabajo diario, y te darás cuenta de que muchas de ellas ya
las utilizas. En las actividades planteadas en este texto podrás practicar y desarrollar
habilidades científicas que te permitan comprender informadamente fenómenos
naturales, buscar respuestas y soluciones a los problemas que se presentan a diario.
Comparación
Recopilar y ordenar datos
Análisis de datos
Contrastar los resultados
con la (s) hipótesis
Aceptar o rechazar
la (s) hipótesis
Aplicación
Concluir y comunicación
de los resultados
Evaluación del
trabajo realizado
8
Para desarrollar estas destrezas aplicaremos la metodología de la indagación, que
considera las etapas de: Focalización - Exploración - Comparación - Aplicación.
Etapas que pondrás en práctica cuando realices “Ciencia en acción”, de modo que,
cuando observes, plantees las preguntas de la investigación y formules hipótesis, te
encontrarás en la etapa de Focalización. Estarás en la etapa de Exploración cuando
realices el diseño de la investigación, experimentes y realices tus observaciones.
Establecerás la etapa de Comparación cuando recopiles, ordenes la información y
analices los datos y, por último, realizarás la etapa de Aplicación cuando formules tus
conclusiones y evalúes tu trabajo.
NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO
Las normas de seguridad en el laboratorio serán acordadas con tu profesor(a); no obstante,
ten presente las siguientes normas básicas:
1. Usa un delantal blanco para cuidar la ropa de reactivos que sean corrosivos o
puedan mancharla.
2. Lee con atención las instrucciones antes de comenzar a hacer las actividades propuestas.
3. Cuando trabajes en equipo, verifica que cada integrante tenga claro sus roles en la
actividad experimental.
4. La mesa de trabajo debe estar siempre limpia y ordenada.
5. Los residuos inservibles y los productos sólidos de desecho no deben abandonarse sobre la
mesa ni arrojarse al suelo o al desagüe, sino únicamente a la basura o a los recipientes
habilitados para ello.
6. Si salpica a tu cuerpo, manos, ojos, alguna sustancia, infórmale de inmediato a tu
profesor(a). Recuerda usar guantes o anteojos de seguridad cuando se indique.
7. Nunca debe calentarse con el mechero un líquido que produzca vapores inflamables.
Cuando se caliente un tubo de ensayo, debe cuidarse que la boca del tubo no se dirija
hacia ninguna persona cercana.
8. Nunca deben dejarse los reactivos cerca de una fuente de calor.
9. Cualquier situación imprevista infórmala a tu profesor(a); por ejemplo: derrame de
sustancias, quiebre de material de vidrio o cualquier duda que surja durante el
desarrollo de la actividad.
10. No tomes ningún producto químico que el profesor(a) no te haya proporcionado.
11. No huelas, pruebes o toques con la manos ningún reactivo.
12. Los ácidos requieren un cuidado especial. Cuando quieras diluirlos, mézclalos, cuidando que
el ácido sea depositado sobre el agua.
13. Los productos inflamables (gases, alcohol, éter, etc.) no deben estar cerca de fuentes de
calor. Si hay que calentar tubos con estos productos, se hará a baño María, nunca
directamente a la llama. Realizar estos procedimientos bajo campana.
14. Existen símbolos que se utilizan en las etiquetas de los envases que contienen los reactivos
para indicar el grado de peligrosidad de los mismos:
a. Explosivas: Sustancias que pueden explosionar bajo el efecto de una llama.
b. Comburente: Sustancias que, en contacto con otras, originan una reacción fuertemente
exotérmica, es decir, liberando calor.
c. Tóxicas: Sustancias que por inhalación, ingestión o penetración cutánea pueden
entrañar riesgos graves, agudos o crónicos e incluso la muerte.
d. Irritantes: Sustancias no corrosivas que por contacto inmediato, prolongado o repetido
con la piel o mucosas pueden provocar una reacción inflamatoria.
e. Inflamables: Subdivididas como:
- Extremadamente inflamables: Sustancias cuyo punto de ignición sea inferior a
0 °C y su punto de ebullición inferior o igual a 35 °C.
- Fácilmente inflamables: Sustancias que a temperatura ambiente en el aire pueden inflamarse.
f. Corrosivas: Sustancias y preparados que en contacto con los tejidos vivos puedan
ejercer sobre ellos una acción destructiva.
15. Cuando trabajes con aparatos eléctricos verifica que los cables no estén cerca de tus pies y
no los desenchufes tirando el cable.
16. Finalmente, cuando termines de trabajar:
a. Desecha los reactivos según las indicaciones que se sugieren en el texto y/o consulta a
tu profesor o profesora.
b. Limpia o lava, si corresponde, los materiales.
c. Deja limpio tu lugar de trabajo.
¡Manos a la obra! Con estas consideraciones tu trabajo y el de tus compañeros –
científicos será exitoso y aprenderás química de forma entretenida.
EXPLOSIVO
COMBURENTE
TÓXICO
IRRITANTE
INFLAMABLE
CORROSIVO
9
HABILIDADES CIENTÍFICAS QUE TRABAJARÁS EN EL TEXTO
Observación
Gracias al uso de tus sentidos, podrás percibir objetos y sucesos. La observación
metódica de un fenómeno u objeto en estudio te permitirá, además, desarrollar
otras habilidades importantes del proceso científico, como inferir, comparar, clasificar
y medir. A partir del proceso de observación surgirá naturalmente una pregunta que
guiará el proceso de investigación.
Medir y recopilar datos
En la búsqueda de respuestas para la pregunta de investigación, deberás medir y
recopilar datos del fenómeno u objeto en estudio. Para ello usarás diferentes medios
e instrumentos.
Diseñar, elaborar y usar modelos
Para observar el fenómeno u objeto de estudio emplearás diversos medios, siendo
uno de los más comunes los modelos, que son interpretaciones a escala de cosas
muy pequeñas o muy grandes. Por ejemplo, el modelo del átomo. Como no puedes
manipular un átomo, harás un modelo de él, aumentando su tamaño ¡millones de
veces! Esto, además, te permitirá poner en práctica la creatividad. De hecho, los
experimentos en sí mismos son modelos que te harán obtener respuestas.
Predicción
Incluso, antes de poner a funcionar tu modelo o un experimento, hurgando en tus
conocimientos y experiencias, además de la información que te entregue la
observación, podrías predecir lo que sucederá.
Inferencia
Formarás tu propio juicio a partir de la observación y del razonamiento. Esta
inferencia es válida, pero no siempre correcta, razón por la cual tu juicio se
transforma en una hipótesis, la que deberás necesariamente poner a prueba para
saber si es o no correcta.
Formular hipótesis
Las hipótesis son suposiciones sobre la relación existente entre variables que
explican el comportamiento de un objeto o que influyen en un hecho. Al
experimentar podrás confirmarla o no. Si no puedes comprobarla, será necesario que
formules una nueva y vuelvas a ponerla a prueba.
Identificar y controlar variables
En cursos anteriores has aprendido que existen dos tipos de variables: las
independientes (causas) y las dependientes (efectos). Al identificar las variables en un
trabajo experimental podrás controlarlas y ver qué ocurre con el objeto o hecho
estudiado, es decir, cómo se comporta la independiente y qué efecto tiene sobre la
dependiente.
Experimentar
Como te has podido dar cuenta, experimentar te permitirá observar la validez de la
hipótesis planteada. Para ello realizarás diferentes procesos, utilizando instrumentos y
reactivos para controlar variables, realizar observaciones, medir y recopilar datos.
10
Presentar datos y resultados
Los datos obtenidos (no sólo en actividades experimentales, también en actividades
teóricas y prácticas) podrás presentarlos en tablas, gráficos o esquemas para mostrar
ordenada y coherentemente los resultados obtenidos.
Sacar conclusiones y comunicar
Basándote en los datos obtenidos y la presentación de los resultados, podrás sacar
conclusiones gracias al análisis que hagas de ellos, las cuales deberás comunicar para
compartir tus aprendizajes con otros compañeros–científicos.
Todo lo anterior será posible sólo si trabajas individualmente o en equipo con
responsabilidad, efectividad y eficiencia. Cuando trabajas así, logras alcanzar los
aprendizajes esperados, pues tú y todos los de tu equipo se involucran en la
aventura de “aprender ciencias”.
Ten presente los siguientes consejos cuando debas realizar un trabajo en equipo:
1. Objetivo claro y común: Cada uno de los integrantes del equipo sabe qué hacer
y por qué lo harán.
2. Responsabilidad: Cada integrante sabe que su trabajo es fundamental para el
éxito del equipo y, por ende, actúa con responsabilidad y sentido del deber,
considerando que sus acciones inciden en el bienestar de todos los miembros.
Por ejemplo, al respetar las normas de seguridad en laboratorio.
3. Organización: Se distribuirán todas las tareas que emanen de una actividad. Esto
no significa que dividirán los trabajos parcializadamente, haciendo responsable a
cada uno de una determinada parte; por lo contrario, se organizarán para que
todos y cada uno conozca las diferentes etapas y resultados del trabajo y así
puedan suplir las necesidades que emerjan si uno de los integrantes se ausenta.
4. Coordinación: Cada uno de los integrantes sabe la actividad que debe realizar,
se ha preocupado de estar informado(a) y actúa en conjunto con sus
compañeros– científicos.
5. Rotación: Las tareas deberán rotar entre los integrantes del equipo en cada
actividad para que todos puedan desarrollar y practicar las habilidades asociadas
a la tarea. Por ejemplo: observar, medir, presentar resultados, comunicar, etc.
11
UNIDAD 1
Modelo atómico de la materia
Introducción
¿Cómo está constituida la materia? es una pregunta que
tiene tantos años como la propia humanidad. Desde los
filósofos de la antigua Grecia hasta los grandes científicos
de nuestra era han basado su trabajo en este
cuestionamiento y en las respuestas que a lo largo de la
historia se han obtenido, llegando a una gran conclusión:
“la materia está constituida por átomos”.
En la actualidad, sabemos que la materia está constituida
por átomos, pero ¿cómo son?, ¿qué características tienen?
El modelo atómico de la materia ha logrado dar respuesta a
los cuestionamientos antes planteados, permitiendo a los
científicos avanzar vertiginosamente en la explicación cabal
de gran número de fenómenos cotidianos y extraordinarios,
como es la energía nuclear, la transmutación de los
elementos y de algo tan simple como la preparación de
una taza de café.
Te preguntarás, entonces, ¿qué es el modelo atómico? Tal
como su nombre lo indica, es una aproximación a la
realidad del átomo, que se ha construido gracias al aporte
de las ciencias físicas, la matemática y la química.
Estudiarás en esta Unidad:
• Modelo atómico de la materia.
• El átomo.
• Propiedades periódicas de los elementos.
• Modelos de enlace.
Al finalizar esta Unidad se espera que aprendas a:
• Reconocer que toda la materia consiste en
combinaciones de una variedad de átomos que están
constituidos por un núcleo y electrones e identificar los
dos elementos más abundantes en el Universo, en la
corteza terrestre, en la atmósfera y en el cuerpo humano.
• Relacionar el número de protones en el núcleo con un
determinado elemento del sistema periódico,
estableciendo que el número de electrones en el
átomo neutro es igual al número de protones en el
núcleo, y a aplicar este principio a la determinación de
la carga eléctrica de iones monoatómicos.
• Conocer la descripción elemental de algunos modelos
atómicos precursores de la teoría moderna del átomo
y a valorar su importancia histórica.
• Conocer los nombres y símbolos de los primeros diez
elementos del sistema periódico, a construir sus
configuraciones electrónicas y, de acuerdo con su
posición dentro del período, a hacer una predicción
razonable acerca de si sus características serán
metálicas o no metálicas.
• Reconocer que muchas de las propiedades de los
elementos se repiten periódicamente, y a valorar el
ordenamiento de los elementos en el sistema
periódico como el resultado de un proceso histórico
en la búsqueda de sistematizar y ordenar una gran
cantidad de información.
• Distinguir las propiedades de radio atómico, energía de
ionización, afinidad electrónica y electronegatividad y a
reconocerlas como propiedades periódicas.
• Desarrollar habilidades de observación, razonamiento
e investigación, así como las de exposición y
comunicación de resultados experimentales o de
indagación, que te permitirán comprender la realidad
desde una perspectiva científica.
13
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
TEMA 1
El átomo
Estudiarás en este tema:
• Modelo atómico de la
materia. Caracterización
de los constituyentes
del átomo.
• El átomo. Su variedad.
Abundancia relativa en
diferentes medios. Sus
dimensiones en
comparación con la
materia macroscópica.
Número atómico.
Configuración electrónica
y comportamiento
químico.
El conocimiento del modelo del átomo te permitirá comprender su
comportamiento, entregándote finalmente las herramientas necesarias para
entender diversos fenómenos naturales. Completa el siguiente esquema
conceptual de acuerdo con lo aprendido en el curso anterior:
Materia
constituida por
Átomos
varios distintos
varios iguales
Elementos
(1)
presentan en su estructura
Corteza
(2)
están
están
Protón
carga
(3)
carga
(5)
(6)
carga
(4)
(7)
Y para comenzar...
Cabello electrizado por frotamiento
con globos.
Cabello electrizado por contacto con
el generador Van der Graaf.
14
1. Cuando usas chalecos o bufandas de lana suele suceder que al momento de
sacarlos de tu cuerpo, el pelo sigue el movimiento de estos, porque “se pega a
la ropa”.
- ¿Cómo puedes explicar este hecho?
2. Al frotar un objeto plástico en tu pelo o sobre la ropa y luego acercarlo al
extremo de una hoja de papel, esta última es atraída por el plástico.
- ¿Por qué crees que sucede eso?
- Si no se frota el plástico, ¿es posible que éste atraiga al papel?
3. Al acercar dos globos que han sido frotados en el cabello de dos individuos,
se observa que estos se repelen. Esto sucede porque:
a. Los globos...
b. El cabello...
Comenta tus respuestas con tus compañeros y compañeras. ¿Llegaron todos a
las mismas respuestas? De lo contrario, ¿cuál es la idea que más se repite?, ¿cuál
de todas las respuestas es la correcta?
TEMA 1: EL ÁTOMO
CIENCIA EN ACCIÓN
Modelos atómicos
Estudiaremos:
- Modelos atómicos de la materia.
Introducción
En el primer año de educación media conociste los modelos atómicos de la
materia, cada uno de los cuales se convirtió en un aporte para el siguiente,
configurándose finalmente el modelo del átomo que permite comprender su
comportamiento y, desde él, el de toda la materia.
Te invitamos a reproducir cada uno de ellos y valorar su respectivo aporte,
gracias a la construcción de modelos de plasticina.
Paso 1. La observación
Observa atentamente las siguientes figuras, que representan modelos atómicos.
a.
c.
Habilidades a desarrollar:
- Observación.
- Investigación.
- Elaboración de modelos.
- Recopilación.
- Registro de observaciones.
- Elaboración de conclusiones.
Materiales
• Plasticina.
• Alambre.
• Cuatro hojas de block.
• Mondadientes.
b.
d.
¿Cuáles son las diferencias y cuáles sus semejanzas?
Paso 2. Preguntas de investigación
Como se indicó con anterioridad, cada una de las figuras observadas
representa un modelo atómico. Respecto a ellos:
a. ¿Cuál es el orden correcto, considerando el primero y último propuesto?
b. ¿Qué científico propuso cada uno de los modelos?
c. Considerando que cada uno de los tres primeros modelos presentó algún
error, no obstante alguno de sus postulados de convirtió en un aporte
para el siguiente, ¿cuál es el aporte de cada uno de ellos al modelo actual
de la materia?
Paso 3. Formulación de la hipótesis
Considerando la pregunta de investigación c, planteada en el paso anterior,
¿qué hipótesis puedes formular?
15
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Paso 4. Diseño experimental
Construye cada uno de los modelos atómicos empleando la plasticina y el alambre.
En la construcción de ellos no olvides, según corresponda:
1. El núcleo atómico.
2. Existencia de:
a. Protones, de carga positiva.
b. Electrones, de carga negativa.
c. Neutrones, de carga neutra.
3. Diferenciación de orbital y orbitales.
Orientaciones para la construcción de modelos:
a. Cada estructura (por ejemplo, partículas subatómicas) debe ser construida
con bolitas de plasticina.
b. Es necesario diferenciar cada estructura y/o partícula subatómica con
distintos colores.
c. Construye órbitas u orbitales, según corresponda, empleando alambre.
d. En cada uno de los modelos, debes identificar sus estructuras y/o
subpartículas constituyentes, empleando los mondadientes y cartelitos de
hojas de block.
Paso 5. Registro de observaciones
Registra en tu cuaderno todas las observaciones que surjan durante la
elaboración de los modelos. Datos interesantes son:
1. Acuerdos tomados respecto a cada modelo.
2. Aspectos del modelo que fueron más difíciles de acordar.
3. Descripción de la estructura de cada modelo.
16
TEMA 1: EL ÁTOMO
Paso 6. Recopilación y ordenamiento de datos
Para organizar los datos recopilados, te proponemos completar la siguiente tabla:
Modelo
Científico autor
del modelo
Descripción de
la estructura
Observaciones
del grupo
1
2
3
4
Paso 7. Análisis de datos
En esta ocasión, el análisis de datos se desarrollará comparativamente. Para ello:
1. Dispondrán sobre su mesa de trabajo los 4 modelos que han desarrollado y
la tabla en la que han recopilado y ordenado los datos del trabajo.
2. Según indique su profesor(a), visitarán como mínimo otros dos grupos.
3. Al visitar los grupos, observarán atentamente el material dispuesto sobre
la mesa.
4. Dejarán registro de sus observaciones en una “Hoja de Observaciones” que
deben construir en la mitad de la tercera hoja de block (deben dividirla en
dos o más partes, según los grupos que visiten).
Integrantes del grupo visitante
Modelo
Observaciones
Indique errores que observa en los modelos y recolección de datos
1
2
3
4
5. Una vez visitados todos los grupos designados, vuelvan a su puesto de
trabajo. Según lo observado en otros trabajos y las observaciones realizadas
por otro equipo al suyo, ¿harían modificaciones a su trabajo?, ¿cuáles?
Regístrenlas en su cuaderno.
Paso 8. Conclusión y comunicación de resultados
En una cuarta hoja de block elaboren sus conclusiones respecto al trabajo
realizado, señalando específicamente cuál es el aporte de cada uno de los
modelos antecesores al modelo actual de la materia.
Para comunicar sus resultados, les proponemos exponer oralmente y en forma
breve: Características principales de los modelos construidos, modificaciones
que harían a ellos a la luz de sus observaciones y las de otros estudiantes, y la
conclusión elaborada.
17
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Paso 9: Evaluación del trabajo realizado
Es importante evaluar el trabajo del equipo para observar fortalezas y
debilidades. Las primeras, con el fin de reforzarlas y las segundas, de superarlas.
Completa la siguiente tabla en forma individual con responsabilidad y seriedad,
marcando con una X el casillero que corresponda; posteriormente, reúnete con
tus compañeros y compañeras de trabajo para conversar y concluir.
La simbología utilizada como indicador de evaluación es:
+ Lo hice bien
+– Lo hice, pero podría haberlo hecho mejor.
– No lo hice
CUIDA EL AMBIENTE:
Una vez terminada la actividad,
elimina los residuos en el
basurero y deja tu puesto de
trabajo limpio.
Aspectos por evaluar
+
+–
–
Me preocupé de leer las habilidades que voy a desarrollar en esta
actividad experimental.
Examiné cada uno de los pasos planteados en “Ciencia en acción”.
Repasé los pasos que no comprendí con la primera lectura.
Me preocupé de entender el diseño de la actividad experimental.
Fui responsable en las labores que me fueron confiadas.
Me preocupé de conocer las acciones de cada uno de los
integrantes del equipo.
Fui respetuoso del trabajo realizado por los otros integrantes
del equipo.
Cooperé activamente para que el trabajo desarrollado fuera
efectivo y seguro.
Actué coordinadamente con mi equipo.
Mis compañeros y compañeras actuaron responsablemente.
Cuidé de dejar mi espacio de trabajo limpio y ordenado.
En general, evalúo mi participación en “Ciencia en acción” como:
¿Quieres decir algo más?
Finalmente, conversa con tu equipo de trabajo.
1. ¿Qué dificultades se presentaron durante el trabajo? ¿Qué
soluciones y medidas se tomarán para que no se repitan en las
próximas actividades en las que trabajen juntos(as)?
2. ¿Qué aprendieron en esta jornada respecto al trabajo en equipo?
18
TEMA 1: EL ÁTOMO
El átomo
Durante el período cosmológico, los filósofos de la antigua Grecia buscaban
una explicación respecto del origen del Universo, centrando su atención en
la búsqueda del primer elemento. Algunos indicaron el agua, otros el aire y
otros al fuego como el elemento que respondía a sus inquietudes. Así
sucesivamente, hasta el período atomicista, inaugurado por Demócrito
(460 – 370 a. C.) en el siglo IV a.C. Él pensó que al dividir la materia
muchas veces se llegaría a un punto en el que obtendría una partícula que
no se podría dividir más, pero que conservaría las propiedades de la materia
original. A esa diminuta partícula de características especiales la denominó
átomo, palabra griega que significa sin división. Entonces concluyó que las
propiedades de la materia que son perceptibles para nosotros podrían ser
explicadas por las propiedades y el comportamiento de los átomos, que no
se pueden distinguir directamente.
Hoy sabemos que Demócrito tenía la razón respecto a la composición de la
materia. De hecho, elementos como el oxígeno (O), el nitrógeno (N), el
carbono (C), el hidrógeno (H) están constituidos por átomos de un sólo
tipo, siendo estos la base fundamental de nuestra vida y la explicación a la
constitución del Universo. Por ejemplo, el Universo presenta en su
composición 99% en masa de hidrógeno y helio (He); la corteza terrestre
74,3% en masa de oxígeno y silicio (Si); la atmósfera 99% en masa de
nitrógeno y oxígeno, en el cuerpo humano 93% en masa de carbono y
oxígeno,y en el agua de mar de las especies en solución un 55%
corresponde a cloro y un 30,6% a sodio.
Demócrito fue un filósofo griego
nacido en Abdera hacia 460 a. C.
Sostenía que los átomos eran
eternos, inmutables e
indestructibles. Entre un átomo y
otro sólo existía el vacío.
Sin embargo, su teoría no fue valorada en aquella época, y el estudio
científico del átomo comenzó sólo a fines del siglo XIX, prevaleciendo hasta
ese momento las ideas de Aristóteles sobre la continuidad de la materia,
que significaba que podía subdividirse infinitamente en trozos cada vez más
pequeños, por tanto, conocer la composición de la materia fue un tema que
se mantuvo en suspenso por mucho tiempo.
Teoría atómica de John Dalton
En 1803, el científico inglés John Dalton retomó la idea de Demócrito,
señalando los siguientes postulados básicos respecto a la constitución y
comportamiento de la materia:
1. Toda la materia está formada por átomos.
2. Los átomos son partículas indivisibles e invisibles.
3. Los átomos de un mismo elemento son de la misma clase y tienen igual masa.
4. Los átomos que conforman los compuestos están en relación de números
enteros y sencillos; pueden ser de dos o más clases diferentes.
5. Los cambios químicos corresponden a una combinación por separación o
reordenamiento de átomos que forman parte de una reacción química.
John Dalton (1766 – 1884).
Célebre químico y físico
inglés, nacido en Cumberland,
Reino Unido.
En http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0280-01/Daltonholton.html
para investigar más de los aportes de Dalton respecto a la teoría atómica.
19
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
e–
E
e–
–
+
Figura 1. Tubo de rayos catódicos.
MÁS QUE QUÍMICA
Nosotros también
empleamos durante largo
tiempo los tubos que
utilizó Thomson en su
experimento… Sucede
que las pantallas de
televisor consistían en un
gran cañón de electrones
que eran disparados
contra una superficie
fluorescente. Hoy el
principio es el mismo, sin
embargo la técnica ha
evolucionado. Puedes
comenzar a valorar lo
importante que han sido
los aportes de este
científico no sólo en su
época, sino la proyección
de sus descubrimientos.
Gracias a los postulados de Dalton, que permitían definir al átomo como la
“unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación
química”, el mundo científico centró sus esfuerzos en la investigación de
esta invisible partícula, que podía tener la respuesta a la pregunta planteada
hace millones de años: ¿cómo está conformada la materia?
En 1850, Sir William Crookes construyó un tubo de descarga, que es un
tubo de vidrio con electrodos metálicos en sus extremos, conectados a una
fuente de energía de corriente continua. Al hacer el vacío en el tubo, se
observó la emisión de luz, que viaja desde el cátodo (polo negativo) hacia el
ánodo (polo positivo). Por ello denominó a la emisión rayos catódicos.
El modelo atómico de
Sir Joseph John Thomson
A partir de los experimentos realizados en el tubo de rayos catódicos,
Thomson determinó que el rayo emitido estaba constituido por cargas
negativas, pues eran atraídas por el polo positivo. Como este fenómeno se
producía sin alteración, independiente del gas a baja presión que se
encontraba dentro del tubo, dedujo que esta partícula era común a todos los
tipos de átomos.
Sabiendo que los átomos eran eléctricamente neutros, Thomson estableció
que para que esta condición se cumpla, un átomo debe contener la misma
cantidad de cargas negativas y positivas.Y las cargas negativas fueron
bautizadas como electrones (e–).
En 1906, Robert Millikan determinó que los electrones (e–) tenían una carga
igual a –1,6 · 10–19 culombio o coulomb (C), lo que permitió además establecer
su masa, infinitamente pequeña, equivalente a 9,109 · 10–31 kg.
Basado en los supuestos establecidos respecto a la electroneutralidad de los
átomos, propuso el primer modelo atómico, que podía caracterizarse como
una esfera de carga positiva en la cual se incrustaban los electrones (cargas
negativas), como un “queque inglés”(Figura 2).
Esfera de carga positiva
Electrones
Figura 2. Modelo atómico de Thomson.
Sir J.J. Thomson (1856 – 1940)
físico británico que descubrió el
electrón y determinó su carga
negativa. Obtuvo el Premio Nobel en
Física en 1906.
En el mismo período los experimentos realizados por Eugene Goldstein en
1886 en los tubos de descarga de cátodo perforado le permitieron
determinar que las cargas positivas que Rutherford denominó protones
tenían una masa de 1,6726 · 10–27 kg y una carga eléctrica de +1,6 · 10–19 C.
En http://www.sefm.es/revista/boletin6/Thompsom.html investiga más sobre
los trabajos experimentales de Thomson con los tubos de descarga.
20
TEMA 1: EL ÁTOMO
Modelo atómico de Lord Ernest Rutherford
En 1910, el físico E. Rutherford sugirió que las cargas positivas del átomo se
encontraban concentradas en el centro de éste, en el núcleo, y los electrones
(e–) en torno a él.
Rutherford estableció esta conclusión cuando utilizó un haz de radiación alfa
(núcleos de helio) para bombardear delgadas láminas metálicas de oro (Au),
rodeadas por una pantalla de sulfuro de zinc (ZnS), que tenía la particularidad
de producir destellos con el choque de las emisiones alfa. Para ello montó un
sistema como el que muestra la Figura 3.
Fuente de
partículas alfa
Rayo de
partículas alfa
Lámina
de oro
Ernest Rutherford (1871 – 1937).
Físico neozelandés, que recibió el
Premio Nobel de Química en 1908,
por sus trabajos en el modelo
atómico de la materia.
Pantalla
fluorescente
Pantalla protectora
de plomo
Figura 3. Montaje que le permitió a Rutherford deducir el modelo atómico nuclear.
Al experimentar observó que una gran parte de las emisiones atravesaban la
lámina de oro, algunas en línea recta, tal como se esperaba, pero lo más
sorprendente era que algunas eran desviadas de su trayectoria y otras
incluso “rebotaban”contra la lámina.
Partículas alfa
Núcleo
SABÍAS
QUE:
Rutherford es considerado
el padre de la física nuclear,
pues, además de descubrir
las partículas alfa (_) y beta
(`), determinó que la
radiactividad se producía
por la desintegración de
los núcleos.
Átomos de
láminas de oro
Figura 4. Detalle de las partículas alfa impactando la lámina de oro.
A partir de las observaciones y datos recopilados de su experimentación,
Rutherford concluyó que el átomo presentaba un centro positivo, puesto
que cuando se acercaban eran desviadas de su trayectoria y cuando lo
impactaban directamente “rebotaban”por efecto de la repulsión, como
muestra la Figura 4. El centro positivo fue denominado núcleo y sus
partículas constituyentes de carga positiva, protones (p+).
Finalmente, describe un modelo atómico conocido como “modelo nuclear de
Rutherford”, en el cual plantea la existencia de un núcleo positivo y los
electrones forman una corona alrededor del núcleo (Figura 5).
Figura 5. Modelo atómico
de Rutherford.
21
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Investigación.
- Deducción.
1. ¿Cuál es la diferencia de masa entre el electrón y el protón? Revisa tu texto
de estudio y consulta a tu profesor o profesora en caso de duda.
2. Una vez que determines sus valores, reflexiona. ¿Será importante la
diferencia de masa para el comportamiento del átomo?
3. ¿Cuál es la imagen que tienes del átomo hasta el momento de acuerdo
con los antecedentes que manejas con el apoyo del texto y la actividad de
indagación de “Ciencia en acción” sobre “La materia y su naturaleza
eléctrica”?, ¿qué fenómenos podrías explicar a partir de esa idea de
átomo?, ¿puedes dibujarlo?, ¿existen diferencias con los modelos
dibujados por tus compañeros y compañeras?
Como podrás observar y calcular, la masa de un protón es 1.836 veces
mayor que la del electrón (e–); por lo tanto, era lógico pensar que la masa
de un átomo dependía fundamentalmente de la cantidad de protones que
presentaba. Asimismo, un átomo que tenía la mitad de protones que otros,
debía también pesar la mitad. Aun cuando esta deducción es válida en
teoría, se encontró experimentalmente que el helio (He), átomo constituido
por dos protones, no pesaba el doble que el de hidrógeno (constituido
por sólo un electrón y un protón), sino que lo cuadruplicaba… ¿Cómo era
esto posible? La única explicación lógica era la existencia de una tercera
partícula subatómica.
James Chadwick (1891 – 1974),
físico inglés que obtiene el Premio
Nobel de Física en 1935 por el
descubrimiento del neutrón.
En 1932, el científico inglés, James Chadwick demuestra la existencia de
partículas subatómicas eléctricamente neutras, a las que llamó neutrones
(n), que se ubicarían en el núcleo, cuya masa era aproximadamente la
misma del protón. Por lo tanto, el helio (He) estaría constituido por dos
neutrones, dos protones y dos electrones, lo que explicaría la diferencia de
masa respecto al hidrógeno.
Modelo atómico de Niels Bohr
SABÍAS
QUE:
Radiación alfa. Son iones
de helio con carga positiva,
expulsados a alta velocidad
por ciertos elementos
radiactivos.
Se simboliza de diferentes
maneras, por ejemplo:
4_ o 4He, y se debe tener
2
2
presente que representa un
núcleo de helio (42He2+).
En 1913, Niels Bohr, gracias al espectro del átomo de hidrógeno, observó
que las líneas de espectro eran diferentes, lo que le permitió deducir que
dichas líneas existían por el viaje de los electrones (e–) en diferentes niveles
de energía dentro del átomo. Postuló que:
1. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas.
2. Cuando un electrón gira en un nivel de energía determinado, no emite ni
absorbe energía, sino que presenta un “estado estacionario”, conocido
como “estado fundamental o basal”.
3. Cuando un átomo absorbe energía, el electrón “salta”a un nivel más
externo; por el contrario, si el electrón regresa a un nivel interno, emite
energía, es decir, cuando el electrón salta a un nivel más externo se
encuentra en “estado excitado”.
En http://personal5.iddeo.es/pefeco/Tabla/historiaatomo.htm
encontrarás una descripción histórica de la evolución del átomo.
22
TEMA 1: EL ÁTOMO
De los postulados 1 y 2, Bohr deduce que “la energía está cuantizada; a nivel
electrónico la energía no es una variable continua, como lo son en el mundo
macroscópico las formas de energía conocidas”. Para este modelo los
electrones giran en órbitas circulares, ocupando la de menor energía
posible, es decir, la más cercana al núcleo.
Niels Bohr (1885 – 1962),
físico danés. Recibió el Premio
Nobel de Física en 1922 por sus
trabajos sobre la estructura
atómica y la radiación.
Figura 6. Átomo de hidrógeno según Niels Bohr.
En síntesis, en el átomo encontramos:
Partículas
subatómicas
Símbolo
Ubicación
Masa
(kilogramos)
Carga
(Coulomb)
Protones
p+
núcleo
1,6726 · 10–27 kg +1,6 · 10–19 C
Neutrones
n
núcleo
1,675 · 10–27 kg
0C
Electrones
e–
alrededor del
núcleo
9,109 · 10–31 kg
–1,6 · 10–19 C
1. Respecto a la tabla resumen de las partículas atómicas ¿qué conclusiones
puedes formular?
2. Elabora un breve texto con las conclusiones que formulaste de la tabla resumen.
3. Escribe algunas hipótesis sobre la composición de la materia. Considerando los
siguientes elementos: se enuncia el problema, se formula la solución probable
y se proponen los resultados. Por ejemplo: el riesgo de cáncer pulmonar es
mayor en los jóvenes fumadores que entre los jóvenes no fumadores.
4. ¿Qué son los espectros atómicos y cómo se relacionan con la explicación
de la existencia de los colores?
5. Investiga qué postuló Max Planck en su teoría cuántica.
6. Según el diagrama del átomo de hidrógeno (Figura 6), ¿qué puedes decir
respecto de:
a. El núcleo.
b. La corteza.
c. Niveles de energía o capas concéntricas.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Relación de datos.
- Planteamiento de hipótesis.
- Investigación bibliográfica.
En http://www.astrocosmo.cl/ anexos/m-ato_bohr.htm encontrarás el trabajo
de Niels Bohr que lo llevó a postular un modelo atómico.
23
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Deducción.
- Relación de datos.
1. En grupos de cuatro integrantes, desarrollen la siguiente actividad:
Si el átomo se puede definir como “unidad estructural y funcional de la materia,
que presenta un núcleo formado por protones y neutrones, además de órbitas
en las que giran alrededor del núcleo, donde se ubican los electrones”:
a. Completen la siguiente tabla indicando los aportes de cada uno de los
científicos para la construcción del actual modelo atómico.
Científicos
Thomson
Rutherford
Bohr
Aportes
b. Postulen una hipótesis que explique el error de los modelos atómicos
de Thomson y Rutherford, lo que llevó a otros científicos a plantear un
nuevo modelo atómico.
c. Redacten un escrito de dos planas como máximo, en el cual expliquen
el valor de los estudios científicos en pos de la búsqueda de la estructura
del átomo y su trascendencia en el actual desarrollo de las ciencias.
d. Dibujen en una hoja de bloc los modelos atómicos de:
• Thomson.
• Rutherford.
• Bohr.
Para ello, dividan la hoja en cuatro partes iguales, en cada una de las
cuales dibujarán los modelos, identificando estructuras y partículas
subatómicas. Los electrones píntenlos de color rojo, los protones de
color azul, los neutrones de color amarillo y las órbitas de color verde.
e. Observen atentamente su obra y en la parte posterior de la hoja
indiquen las diferencias y similitudes de los modelos.
f. Observen con atención los modelos que han dibujado. ¿Qué han
aprendido? ¿Qué dificultades se presentaron?
El aprendizaje es un proceso constante y sistemático. Al respecto,
marca, según corresponda, si usas o no las siguientes estrategias
metacognitivas:
Criterios
1. Diriges tu atención hacia información clave.
2. Estimulas la codificación, vinculando la información nueva con la que
ya estaba en tu memoria.
3. Construyes esquemas mentales que organizan y explican la
información que estás procesando.
4. Favoreces la vinculación de informaciones provenientes de distintas
áreas o disciplinas.
5. Permites conocer las acciones y situaciones que nos facilitan el
aprendizaje para que podamos repetir esas acciones o crear las
condiciones y situaciones óptimas para aprender bajo nuestro estilo.
Si el mayor número de respuestas es no, intenta realizar la estrategia
mencionada para fortalecer tus habilidades metacognitivas.
24
Sí
No
TEMA 1: EL ÁTOMO
La estructura atómica
Tal como se indicó con anterioridad, entre las características que se
encontraron en el estudio de la estructura atómica se pudo establecer que
los átomos estarían constituidos por electrones en las órbitas, protones y
neutrones, en el núcleo. Se estableció también, que la masa de los protones
y los neutrones era prácticamente idéntica (aun cuando no es la misma),
mientras que la de los electrones es 1.836 veces menor. Pero ¿cómo saber
cuántas partículas subatómicas constituyen un átomo?
Con los postulados de los científicos Thomson, Rutherford, Bohr, Goldstein,
Millikan y Chadwick se puede establecer lo siguiente:
• La masa de un átomo está concentrada en su núcleo; por lo tanto, la suma
de los protones y neutrones determina la masa atómica.
• Los electrones son tan pequeños en masa que en la masa total del átomo
su aporte no es perceptible.
• Los átomos son neutros, es decir, presentan la misma cantidad de
protones y de electrones.
SABÍAS
QUE:
El tamaño del núcleo del
átomo es comparable con
una pelota de tenis en el
centro del Estadio
Nacional, y los electrones
estarían ubicados en
las galerías.
En 1913, Henry Moseley registra los espectros de rayos X emitidos en los
tubos de descarga, en los que el ánodo se encontraba bañado por diversos
elementos. Para su asombro, los espectros presentaron una función de un
número entero, específico para cada elemento, al cual denominó número
atómico (Z), que representaba la cantidad de cargas positivas de los
átomos; por lo tanto:
Z = p+
El número másico o número de masa (A) representa la cantidad de
protones y neutrones que hay en el núcleo; por lo tanto:
A = p+ + n
Como el número atómico (Z) representa el número de protones del átomo,
el número de neutrones será:
n=A–Z
La masa atómica es la masa de un átomo en unidades de masa atómica
(uma). Pero como no todos los átomos de una especie poseen la misma
cantidad de neutrones, la masa atómica es un valor promedio, por lo que
suele no ser un número entero.
Si observas la Tabla periódica de los elementos, encontrarás que Z y masa
atómica se encuentran determinados para cada elemento. Generalmente, se
acepta que el valor de la masa atómica se aproxime a un número entero.
Número atómico
(Z)
11
22,990
Masa atómica o
peso atómico
Na
Sodio
Por ejemplo, para el sodio (Na), el número atómico (Z) es 11 y el másico (A)
23
22,9  23. Lo que se anota de la siguiente forma: 11
Na
Por esto se suele decir que la masa atómica es igual a p+ + n, lo que es igual
al número másico (A), de la especie más abundante de dicho átomo.
25
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Si Z = 11, y Z = p+, entonces el Na tiene 11 protones.
Como los átomos son neutros,
si presenta p+ = 11, entonces e– = 11.
Luego A = p+ + n
SABÍAS
QUE:
Un catión esencial en
nuestra dieta es el sodio
como Na+ que a nivel
extracelular participa en la
regulación de la presión
osmótica y la transmisión
del impulso nervioso.
Mientras que un anión
importante es el cloro como
Cl–, que a nivel extracelular
hace posible la síntesis del
ácido clorhídrico estomacal.
Donde A = 23 y p+ = 11, por lo tanto, al reemplazar los valores de A y p en
la ecuación A = p+ + n, se obtiene:
23 = 11 + n
Y al despejar n:
n = 23 – 11
n = 12
Finalmente, sabemos que el sodio tiene 11 protones, 11 electrones y 12
neutrones, lo que es representado en un diagrama atómico (Figura 7), que
esquematiza la estructura del átomo.
11 p+
12 n
11 e–
Figura 7. Diagrama del átomo de sodio.
El comportamiento neutro de los átomos se explica por la igualdad de
protones y electrones; no obstante, sabemos que la naturaleza de los
átomos presenta un comportamiento distinto a éste, denominado iónico,
que consiste en una desigualdad entre la cantidad de cargas positivas y
negativas, producto de la interacción con otros átomos.
Los iones pueden ser positivos, llamados cationes, o negativos,
denominados aniones. Los primeros se producen por la “pérdida”de
electrones, y los aniones, por la “ganancia”de cargas negativas o electrones.
Un átomo neutro se simboliza como X, por ejemplo Na, en cambio un ión
tendrá en su extremo superior derecho cargas negativas o positivas, de la
forma X+ o X–.
Un catión se simboliza con cargas positivas, tantas como electrones ha
perdido; por ejemplo: la expresión Al 3+ señala que el aluminio presenta 3
electrones menos en su estructura.
En cambio, un anión se simbolizará con carga negativa, tantas como
electrones ha ganado; por ejemplo: la simbología S 2– indica que el azufre
cuenta con 2 electrones más en su estructura.
Por ejemplo:
1. El aluminio (Al) presenta un Z = 13 y un A= 27. Lo que se simboliza
27
13
26
Al
TEMA 1: EL ÁTOMO
Presenta como átomo neutro:
p+ = 13, e– = 13 y n = 14.
Y su diagrama atómico sería:
13 e–
13 p+
14 n
Figura 8. Diagrama del átomo de aluminio.
2. En cambio, si el aluminio se comporta como un ión por la influencia de
27 Al3+
otro elemento, se simbolizaría: 13
Como podrás observar, el Al presenta una carga positiva (3+), por lo tanto es
un CATIÓN, es decir, perdió tres electrones. Aplicando este concepto al
cálculo de las partículas subatómicas, obtenemos:
Z = p+
A = p+ + n
por lo tanto, p+ = 13.
donde despejamos n = A – p+
Reemplazando los valores correspondientes se tiene n = 27 – 13
Entonces n = 14.
Como el Al3+ tiene 13 protones y presenta una carga positiva que indica que ha
perdido 3 electrones, la cantidad de e– presentes en el catión será igual a 10.
Consulta a tu profesor o profesora todas las dudas que tengas, y una vez
concluidas las actividades, compara con tus compañeros o compañeras
los resultados.
1. Ayudándote con la Tabla Periódica, establece para cada uno de los
siguientes átomos o iones la cantidad de protones, electrones y neutrones.
Dibuja además, en cada caso, su diagrama atómico.
a. O
b. O2–
c. K
d. K+
e. S
f. S4–
g. Te
h. Te2–
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Aplicación.
- Investigación.
- Interpretación.
i. Mg
j. Mg2+
2. Determina el número de protones, neutrones y electrones del elemento
químico, según la simbología de composición nuclear.
a. 147 N5–
2+
b. 25
12 Mg
27 Al3+
c. 13
d. 199 F–
3+
e. 54
25 Mn
3. Representa los siguientes iones y átomos con símbolos de composición
nuclear:
a. Carbono (C) tiene 6 p+, 6n y 10e–
b. El plomo (Pb) tiene 82p+, 123n y 82e–
c. El paladio (Pa) tiene 46p+, 58n y 46e–
d. El manganeso (Mn) tiene 25p+, 35n y 18e–
e. El silicio (Si) tiene 14p+, 14n y 18e–
27
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
4. En tu cuaderno, completa las cinco primeras columnas de la siguiente
tabla, sin utilizar la tabla periódica y considerando que todos los datos
corresponden a átomos neutros. Una vez terminado el ejercicio,
compara el A y Z obtenido en los casos que corresponda y completa la
columna con el nombre del elemento utilizando la tabla periódica.
Z
p+
A
e–
6
15
24
28
30
35
115
83
77
Elemento
6
31
49
n
126
192
80
35
12
12
5. Investiga qué es un isótopo. ¿Qué relación puedes establecer respecto a la
cantidad de partículas subatómicas de un par de isótopos?
6. Indica a qué científicos pertenecen los siguientes postulados que
configuran la estructura moderna del átomo, relacionando los postulados
de la columna A con los nombres de científicos listados en la columna B.
A
B
a. Los átomos presentan cargas positivas y negativas.
Schrödinger
b. Los átomos presentan núcleo.
Thomson
c. En el núcleo atómico existen neutrones.
Bohr
d. La energía del electrón está cuantizada.
De Broglie
e. El electrón presenta un comportamiento dual.
Rutherford
f.
No se puede determinar simultáneamente la posición y
velocidad de un electrón.
g. Los electrones giran alrededor del núcleo en orbitales.
Heisenberg
Chadwick
7. Redacta un texto con los postulados que configuran la estructura moderna
del átomo y los científicos mencionados en el punto 6. Debe tener los
siguientes elementos: titular, bajada, texto, llamadas e imágenes.
28
TEMA 1: EL ÁTOMO
Modelo mecanocuántico
del átomo
A pesar de los avances alcanzados por el modelo atómico de Niels Bohr,
éste presentaba deficiencias cuando se deseaba explicar el espectro de
átomos multielectrónicos (que poseen más de un electrón), lo que llevó a
otros científicos a suponer la existencia de estructuras dentro del átomo que
los modelos anteriores no describían, las que se denominaron subniveles
de energía.
En 1924, el científico francés, Louis de Broglie postuló que los electrones
(así como otras partículas materiales) tenían un comportamiento dual de
onda y partícula, pues cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a
cierta velocidad, podía comportarse además como onda.
Louis de Broglie (1892 – 1987).
Premio Nobel de Física 1929.
En 1927, Werner Heisenberg, a partir de un supuesto matemático, sugiere
que es imposible conocer con exactitud la posición, el momento y la energía
de un electrón y, en general, de una partícula de pequeño tamaño, lo que se
resuelve a medida que la materia tiene mayor tamaño por la razón
masa–velocidad que puede alcanzar.
Por ejemplo, si una pelota de tenis es lanzada por un compañero dentro de
una habitación, podrás determinar exactamente su posición y velocidad en
un tiempo determinado e incluso su energía. Sin embargo, si esta misma
experiencia es realizada con la cabeza de un alfiler, la determinación de su
posición, velocidad y energía simultáneamente será una tarea bastante más
compleja. No obstante, de algo sí estarás seguro, la cabeza del alfiler no ha
salido de la habitación… A este fenómeno, Heisenberg lo denominó
principio de incertidumbre, y se refiere a la incapacidad de determinar
exactamente la posición, velocidad y energía, de manera simultánea de un
electrón dentro del átomo.
Werner Heisenberg (1901 – 1976).
En 1927, el físico austriaco Erwin Schrödinger, a partir de sus estudios
matemáticos, considerando además las conclusiones de De Broglie,
establece una ecuación compleja que al ser resuelta permite obtener una
función de onda (s), también denominada orbital, que en su expresión
cuadrática (s2) contiene la información que describe probabilísticamente el
comportamiento del electrón en el átomo. Además, establece que esta
función también llamada distribución de densidad electrónica es mayor
cerca del núcleo y menor (exponencialmente) en la medida que nos
alejamos del núcleo. Este hecho marca el inicio de la mecánica–ondulatoria
o mecánica–cuántica.
Con la teoría de E. Schrödinger queda establecido que los electrones no “giran
en órbitas”alrededor del núcleo tal como lo había propuesto N. Bohr, sino
que en orbitales, que corresponden a regiones del espacio en torno al núcleo
donde hay una alta probabilidad de encontrar a los electrones. Figura 9.
Erwin Schrödinger (1887 – 1961).
29
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Lo postulado por Schrödinger conduce a la existencia de un número
ilimitado de funciones de onda por nivel energético y a su vez éstas, en un
átomo multielectrónico, resultan tener diferentes energías, lo que se
denomina subniveles identificados con las letras s, p, d, f.
Figura 9. Modelo atómico mecanocuántico.
SABÍAS
QUE:
Bohr utilizó el átomo de
hidrógeno, que posee un
protón en el núcleo y un
electrón girando alrededor,
para desarrollar su modelo.
En síntesis, la distribución de los electrones alrededor del núcleo obedece a
una serie de reglas o “principios de la teoría mecanocuántica”, los que se
traducen en un modelo matemático que reconoce cuatro números básicos,
denominados números cuánticos:
1. Número cuántico principal (n): corresponde a los niveles de energía
que a su vez estarían formados por uno o más subniveles (l), los que van
aumentando en la medida que nos alejamos del núcleo.
Este número puede ir desde el uno en adelante, expresándose sólo en
números enteros.
n = 1, 2, 3, ….
2. Número cuántico secundario (l): que representa la existencia de los
subniveles energéticos en el átomo. Se calculan considerando:
l = 0, 1, 2, … , (n –1)
Por ejemplo: Si n = 1,
Si n = 2,
Si n = 3,
Si n = 4,
l=0
l = 0, 1
l = 0, 1, 2
l = 0, 1, 2 ,3
Para expresar cómodamente y evitar la confusión, la comunidad científica ha
aceptado que los números que representan los subniveles sean
reemplazados por las letras s, p, d, f, respectivamente, por lo tanto:
n
l en número
l en letras
1
0
s
2
0,1
s, p
3
0, 1, 2
s, p, d
4
0, 1, 2, 3
s, p, d, f
3. Número magnético (m): se calcula según el valor de l y representa la
orientación de los orbitales presentes en cada subnivel.
m = (–l, …, –1, 0, +1, … +l)
30
TEMA 1: EL ÁTOMO
Por ejemplo:
a. Para l = 0 (s),
b. Para l = 1 (p),
m = 0, esto significa que existe un sólo órbital.
m va desde el –1, 0, 1, esto significa que existen tres
orbitales, los que se conocen como px, py, pz o como
p1, p2, p3.
c. Para l = 2 (d),
m es –2, –1, 0, +1, +2, lo que significa que en el
subnivel 2 existen cinco orbitales, los que se conocen
como
d1, d2, d3, d4, d5.
Los orbitales se representan gráficamente como indican las figuras 10 y 11:
z
z
z
x
x
x
y
y
1s
y
2s
3s
Figura 10. Orbitales s.
MÁS QUE QUÍMICA
Donde:
z
z
z
y
y
y
x
x
x
2pz
2px
2py
Figura 11. Orbitales p.
Al buscar información
complementaria en textos
e Internet, podrás
desarrollar habilidades de
investigación, formas de
observación,
razonamiento y de
proceder, característicos de
la metodología científica.
Anímate y hazlo, ya que
estas habilidades no te
servirán exclusivamente
en química.
De esta forma, la configuración electrónica de un átomo estaría descrita
mediante el esquema cuyo orden de llenado se indica mediante flechas,
presentado en la Figura 12:
1 s
2 s
p
3 s
p
d
4 s
p
d
f
5 s
p
d
f
6 s
p
d
7 s
p
8 s
Figura 12. Esquema de llenado de los orbitales atómicos.
31
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
MÁS QUE QUÍMICA
Joseph John Thomson
asumió la cátedra de
Cavendish y fue
nombrado director del
Laboratorio en la
Universidad de
Cambridge. En ese lugar
recibió como estudiante y
ayudante en su laboratorio
al físico y químico
británico Ernest
Rutherford. Observarás en
este ejemplo de trabajo en
equipo el éxito que se
puede alcanzar cuando se
unen fuerzas para lograr
objetivos comunes.
4. SPIN (s): Indica el sentido de giro del electrón sobre su propio eje. Para
comprender su significado debemos considerar que los electrones se
desplazan girando sobre su propio eje, lo que genera a su alrededor un
campo magnético que permitiría la existencia de un máximo de dos
electrones por órbita con espines opuestos + 1/2 y –1/2. (Figura 13)
e–
e–
Figura 13. Espín de un electrón.
A pesar de estar prácticamente establecida la estructura atómica, algunos
aspectos energéticos y electrónicos impedían comprender a cabalidad el
comportamiento de los electrones en átomos multielectrónicos. La
respuesta llegó mediante el principio de Aufbau o de construcción, que se
compone de los siguientes principios:
1. Principio de mínima energía:“Los electrones se ubican primero en los
orbitales de más baja energía, por lo tanto, los de mayor energía se ocuparán
sólo cuando los primeros hayan agotado su capacidad”(Figura 14).
E
4d
5s
4p
3d
MÁS QUE QUÍMICA
W. Ernst Pauli (1900 –
1958), físico austriaco,
estudió en Döblinger
Gymnasium de Viena,
donde se licenció en física
en 1918, y sólo tres años
más tarde, en 1921, recibió
el grado de doctor en
física en la Universidad de
Ludovico – Maximiliano
de Mónaco. En 1945
recibió el Premio Nobel de
Física por su trabajo en el
“principio de exclusión”.
4s
3p
3s
2p
2s
1s
Figura 14. Niveles de energía de un átomo polielectrónico.
2. Principio de exclusión de Pauli: los orbitales son ocupados por dos
electrones como máximo, siempre que presenten espines distintos (Figura
15). Por lo tanto, en un átomo no pueden existir dos electrones que tengan
los mismos números cuánticos.
Para el orbital que tiene más de un subnivel, por ejemplo p, se tiene:
e
e
px
e
e
py
e
e
pz
Figura 15. Orbitales p ocupados por el máximo de sus electrones.
32
TEMA 1: EL ÁTOMO
3. Principio de máxima multiplicidad de Hund: en orbitales de la misma
energía los electrones entran de a uno. Ocupando cada órbita con el
mismo espin. Cuando se alcanza el semillenado recién se produce el
apareamiento con los espines opuestos.
Para p se tiene:
px , py , pz
MÁS QUE QUÍMICA
px
e
pz
py
px
e
e
e
e
e
e
e
px
e
pz
py
e
pz
py
e
e
e
px
En el trabajo realizado por
los científicos ya
estudiados y los que
seguirás estudiando,
podrás observar la
capacidad de saber
reconocer que nadie es
poseedor de la verdad
absoluta. Cada uno de
ellos abrió camino para
que otro continuara
investigando y puso su
trabajo a disposición de la
humanidad para que fuese
cuestionado y mejorado.
e
e
e
e
e
pz
py
Figura 16. Orbitales p que muestran el llenado progresivo de los electrones en el subnivel.
Según estos principios, en los subniveles existe un número específico de
electrones: por ejemplo, en el subnivel s, donde hay un sólo orbital, existen
2 electrones como máximo, mientras que en el subnivel p, donde hay tres
orbitales, existe un máximo de 6 electrones, dos de ellos en px, otros 2 en py
y los últimos dos en pz. En el subnivel d hay cinco orbitales con un total de
10 e–, y en el subnivel f hay siete orbitales con un total de 14 e–.
s
f1
px
f2
py
f3
d1
pz
f4
f5
d2
f6
d3
d4
d5
f7
En http://www.educaplus.org/sp2002/configuracion.html podrás encontrar
ejemplos de configuración electrónica y la aplicación del principio de
construcción paso a paso y desarrollar ejercicios.
33
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Deducción.
- Relación de datos.
1. ¿Cuántos orbitales tienen los siguientes subniveles? y ¿cuántos electrones
como máximo puede alojar cada uno?
a. Subnivel d.
b. Subnivel f.
2. Completa las siguientes oraciones:
a. El número cuántico ____________ se simboliza con la letra
____________ y toma valores 0, 1, 2, 3... hasta (n – 1).
b. El máximo de electrones para el orbital “s” son ____________ e–.
c. A los subniveles 0 y 2 se les asignan las letras _____ y _____
d. El subnivel ____________ tiene tres orbitales.
e. El número cuántico magnético toma los valores ____________
3. ¿Qué puedes deducir de las siguientes figuras del texto?
a. Figura 12. Esquema de llenado de los orbitales atómicos.
b. Figura 14. Niveles de energía de un átomo polielectrónico.
c. Figura 16. Orbitales que muestran el llenado progresivo de los
electrones en el subnivel.
4. ¿Cuál de las figuras del texto es más representativa para mostrar la imagen
actual del modelo de átomo con los conocimientos que manejas hasta ahora?
5. ¿Cómo va tu proceso de aprendizaje?
a. Desarrolla una lista de los conceptos más importantes que has aprendido
sobre la estructura atómica y construye un esquema para relacionarlos.
Para construir el esquema ubica un concepto clave y relaciona los otros
conceptos usando flechas y palabras que te permitan leer la relación
existente. Mira con atención el esquema sobre la distribución del agua
en el planeta que se presenta a continuación y que te servirá para
construir tu esquema sobre estructura del átomo.
Agua
se distribuye como
Oceánica (salada)
Continental (dulce)
corresponde al
corresponde al
95%
5%
se encuentra en
Océanos, mar,
lagos salados
se encuentra en
Hielo
Atmósfera
Ríos
Lagos
b. Observa con atención el esquema que has construido. ¿Cuál de los
conceptos mencionados o relaciones establecidas son las que menos
claras tienes? ¿A qué asocias esto? ¿Qué harás para mejorar la situación?
34
TEMA 1: EL ÁTOMO
La configuración electrónica
La configuración electrónica explica la ubicación probable de los electrones
considerando cada uno de los aportes y postulados establecidos por los
diferentes científicos que se han estudiado a lo largo de la Unidad.
Para desarrollarla fácilmente estableceremos el siguiente protocolo:
1º Identifica el número de electrones que tiene el átomo o ion por configurar.
2º Escribe la estructura de configuración electrónica propuesta en la Figura
12. El orden de llenado obedece al principio de mínima energía.
3º Completa la configuración electrónica asignando a cada subnivel el
máximo de electrones posibles. Nunca utilices el nivel siguiente si el
anterior no está lleno, pues los electrones por atracción siempre tratarán
de estar lo más cerca del núcleo.
4º Existen cuatro formas de escribir la configuración electrónica:
a. Global: en ella se disponen los electrones según la capacidad de nivel
y subniveles.
b. Global externa: se indica en un corchete el gas noble anterior al
elemento configurado y, posteriormente, los niveles y subniveles que
no están incluidos en ese gas noble y pertenecen al elemento
configurado. Este tipo de configuración es muy útil cuando el interés
está concentrado en conocer los electrones más externos o lejanos al
núcleo, es decir, los que se ubican en la capa más externa, llamados
electrones de valencia.
c. Por orbital detallada: se indica la ubicación de los electrones por orbital.
d. Diagrama de orbitales: en éste se simboliza cada orbital por un
casillero, utilizando las expresiones y para representar la
disposición del espín de cada electrón.
Ejemplos:
Número 1: Configuraremos el Na.
Como se calculó con anterioridad, presenta 11 e–; por lo tanto, su
configuración electrónica global será:
1 s2
2 s2 p6
o
1s2 2s2 2p6 3s1
1
3s
La configuración global externa será: [Ne] 3s1
La configuración detallada por orbital:
1 s2
2 s2 px2 py2 pz2
3 s1
El diagrama por orbital:
SABÍAS
QUE:
Al configurar, hay que
respetar el orden de
llenado y la aplicación de
los principios de
construcción. Además, los
electrones de valencia son
los electrones exteriores en
un átomo, los cuales
participan en la formación
de los enlaces.
1
1s2
2
2s2
2p6
3
3s2
3p6
3d10
4
4s2
4p6
4d10
4f14
5
5s2
5p6
5d10
5f14
6
6s2
6p6
6d10
7
7s2
7p6
8
8s2
Esquema de llenado de los
orbitales atómicos.
1
s
2
s
px
py
pz
3
s
35
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Número 2: El ión Al 3+ presentaba 10 e–, como se determinó antes. Su
configuración electrónica será: 1 s2
1s2 2s2 p6
o
2s2 p6
La configuración global externa será: 10[Ne]
La configuración detallada por orbital: 1 s2
2 s2 px2 py2 pz2
1
El diagrama por orbital:
2
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Interpretación de
resultados.
- Comparación.
- Predicción.
1. ¿Cuál es la diferencia entre el modelo atómico de Bohr y el modelo
mecanocuántico?
2. Establece los números cuánticos n, l, m (ml) y s (ms) para los electrones
que a continuación se enumeran y que corresponden a la capa de valencia
de diferentes átomos.
a. 3p3, para los electrones de cada órbita ( 3px1, 3py1, 3pz1).
b. 2s1
c. 4p2
d. 3d5
3. Determina la configuración electrónica de los siguientes elementos,
escribiendo en cada caso la configuración global, global externa y el
diagrama de orbitales.
a. Hidrógeno
e. Azufre
i. Helio
b. Potasio
f. Cloro
j. Neón
c. Flúor
g. Magnesio
k. Argón
d. Carbono
h. Nitrógeno
l. Criptón
4. Observa y compara junto a tus compañeros y compañeras la
configuración global y los diagramas de orbitales de los elementos nobles
(Helio, Neón, Argón y Criptón) con los otros elementos configurados.
a. ¿Qué diferencias observas?
b. Investiga qué relación tiene esta comparación con la formación de los iones.
5. Señala cuántos electrones presentan en la capa de valencia los
siguientes elementos:
a. El potasio.
b. El magnesio.
¿Qué sucedería con estos dos elementos si perdieran los electrones
más externos?
¿Qué puedes observar en las configuraciones del oxígeno, del flúor y del
nitrógeno?, ¿qué sucedería con la configuración de estos elementos si
recibieran la cantidad de electrones suficiente para completar el subnivel?
Un aprendizaje esperado es que conozcas los nombres y símbolos de
los primeros diez elementos del sistema periódico y seas capaz de
construir sus configuraciones electrónicas. ¿Cómo te sientes frente a
este aprendizaje? ¿Lo has logrado o no?
- Si lo has logrado, ¿a qué factores crees que se asocia el éxito?
- Si no lo has logrado, ¿qué debes hacer para lograrlo?
36
Revista Científica
Tres hombres que marcaron el destino de las ciencias químicas
Los científicos J. Thomson, E. Rutherford y N. Bohr marcaron los destinos de la química al plantear los
modelos atómicos precursores del modelo actual del átomo, además de hacer real aquel proverbio que
señala “… el alumno puede superar al maestro...”
en 1911, gracias a los experimentos con dichas
partículas, le permitió postular el modelo
atómico denominado “planetario”, que sería
perfeccionado por Niels Bohr.
Joseph John
Thomson
Joseph John Thomson nació en Cheetham Hill,
Reino Unido; estudió en Owes College, en la
Universidad de Manchester y en el Trinity
College de Cambridge, graduándose como
“Matemático” en 1880. Posteriormente asumió
la cátedra de Cavendish y fue nombrado director
del Laboratorio del mismo nombre en la
Universidad de Cambridge.
En su arduo trabajo como investigador
desarrolló experimentos con los rayos catódicos,
demostrando que los campos eléctricos podían
provocar la desviación de estos. Los analizó bajo
el efecto combinado de campos eléctricos y
magnéticos, buscando la relación existente
entre la carga y la masa de las partículas. Sus
estudios lo llevaron a descubrir en 1897 una
nueva partícula, que era infinitamente más
liviana que el hidrógeno, a la cual se bautizó
posteriormente como electrón.
Thomson recibió como estudiante y ayudante
en su laboratorio de la Universidad de
Cambridge al físico y químico británico Ernest
Rutherford, nacido en Londres, tras licenciarse
en 1893 en Christchurch.
Rutherford luego de trabajar por cinco años con
Thomson se integró a la Universidad de McGill de
Montreal, en Canadá, como catedrático, cargo que
abandonó en 1906, regresando al año siguiente al
Reino Unido para incorporarse como maestro en
la Universidad de Manchester, reemplazando
al hasta entonces director del Laboratorio
Cavendish, el profesor Joseph J. Thomson.
En 1908, demostró que las partículas alfa
estaban constituidas por iones de helio, lo que
En 1919, mediante el bombardeo de átomos
de nitrógeno, logró la primera transmutación
artificial, gracias a lo cual el área de la
química nuclear logró grandes avances en los
años posteriores.
El físico teórico danés Niels Henrik David Bohr,
nacido en Copenhague en 1885, luego de
graduarse en 1911 de la Universidad de su
pueblo natal, se trasladó a Inglaterra a
estudiar al laboratorio de Cavendish bajo la
dirección de sir Joseph J. Thomson. En 1912
llegó a la Universidad de Manchester para
trabajar en una asombrosa investigación
relacionada con la radiactividad y modelos
atómicos, que era guiada por el prestigioso
maestro Ernest Rutherford.
Aun cuando el mundo científico no recibió con
grandes alabanzas sus postulados, fue su propio
maestro Rutherford, al declarar “el tipo más
inteligente que jamás he conocido”, quien
le otorgó la credibilidad suficiente para
que su teoría fuese altamente valorada,
considerándose, incluso hoy, la base de la física
atómica y nuclear moderna.
Niels Bohr
Bohr es considerado el segundo mejor científico
del siglo XX después de Einstein, pues fue
el propio Einstein quien reconocía en este
tímido científico de origen danés “uno de los
más grandes investigadores científicos de
nuestro tiempo”.
Para la reflexión
Habilidades a desarrollar:
- Análisis de datos.
- Sistematización de la información.
Ernest Rutherford
En esa casa de estudios, N. Bohr se atrevió a
desafiar a sus maestros indicando que el modelo
planetario, que por cierto tenía un sentido
experimental, no podía existir bajo las leyes de la
física clásica, pues los movimientos dentro de los
átomos estaban gobernados “por otras leyes”. No
fue hasta 1913 cuando Bohr reveló su visión del
átomo en tres ensayos publicados en el
Philosophical Magazine británico, en los cuales,
utilizando la constante de Planck y las emisiones
espectrales del átomo de hidrógeno, definió los
postulados fundamentales relacionados con la
cuantificación de las órbitas, el giro del electrón
y la radiación y absorción de energía.
1. Construye una línea de tiempo en la que
relaciones los períodos de la Historia
Universal con los hechos que marcaron la
historia de la química.
2. Observa la línea del tiempo construida y
responde brevemente:
a. ¿Las condiciones sociales y culturales,
según la historia universal, facilitaron
el trabajo de los científicos?
b. ¿Pueden estos científicos
considerarse “genios” de su época?
Justifica tu respuesta.
c. Al observar el momento histórico en el
que estos científicos hicieron sus
trabajos, ¿qué puedes concluir respecto a
su esfuerzo personal y trabajo científico?
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Revisemos lo aprendido: Tema 1
1. Completa las siguientes frases con las palabras que
están en el recuadro.
2. Completa la información solicitada en la siguiente
tabla; asuma que las especies son neutras.
carbono – neutrones – J. Chadwick – átomos
– Demócrito – carga – positivas – catódicos
– núcleo – niveles – Millikan – electrones
– Goldstein – protones – silicio – masa – negativa
– oxígeno – J. Dalton – indivisibles
Z
6
a. El primer hombre en señalar que la materia
estaba formada por átomos fue _________.
b. Los elementos presentes en la composición del
cuerpo humano, en mayor proporción, son
_________ y _________.
c. J. Dalton plantea en 1803 en su teoría atómica
que “toda la materia estaría constituida por
_________.
d. Thomson trabajó con los rayos _________ ,
descubriendo la partícula subatómica a la que
denominó _________.
e. La corteza terrestre está constituida en un
74,3 % por oxígeno y _________.
f. Posterior al trabajo de Thomson, _________
determinó, en 1906, que los electrones poseen
una masa equivalente a 9,1 · 10–31 kg.
g. Rutherford bombardeó delgadas láminas de
oro con rayos alfa, gracias a lo cual estableció
que los átomos presentaban un núcleo
formado por cargas _______ a las que
denominó ________.
h. En 1886, los experimentos realizados por
_________ le permitieron determinar la masa
de los protones.
i. El gran aporte de Bohr al modelo actual del
átomo fue determinar la existencia de diferentes
_________ de energía dentro del átomo.
j. El científico inglés _________ propuso que los
átomos eran partículas _________.
k. Robert Millikan determinó que los electrones
tenían una _________ igual a –1,6 · 10–19 C.
l. Eugene Goldstein estableció que los protones
tenían una _________ igual a 1,6 · 10–27 kg.
m.El científico inglés _________ demostró la
existencia de partículas eléctricamente neutras.
n. El átomo está compuesto por tres partículas
subatómicas; los electrones de carga
________, los protones ubicados en el
________ y los ________.
49
38
A
p+
31
15
24
e–
n
6
28
35
30
115
83
77
Elemento
192
80
126
35
12
12
3. Calcula el número de electrones, protones y
neutrones de las siguientes especies.
a.
b.
c.
d.
35 Cl
17
9 Be
4
40 Ca
20
80 Br
35
e.
f.
g.
h.
56 Fe
26
32 S2–
16
39 K+
19
65 Zn2+
30
i.
j.
k.
l.
16 O2–
8
79 Se
34
27 Al+3
13
24 Mg
12
4. Explica los siguientes principios.
a. De incertidumbre.
b. De mínima energía.
c. De exclusión de Pauli.
d. De máxima multiplicidad de Hund.
5. Escribe la configuración electrónica global de los
elementos, cuyos números atómicos son los
siguientes.
a. 2
b. 5
c. 8
d. 10
6. Completa la información solicitada en la
siguiente tabla.
Número
atómico
13
Configuración
global externa
[Ne]3s 1
4
[Ne]3s 2 3p 3
14
7
[Ne]3s 2p 5
20
[Ar]4s 1
TEMA 1: EL ÁTOMO
7. Escribe los diagramas de orbital de los
elementos cuyos números atómicos son
los siguientes:
a. 4
b. 6
c. 11
8. Determina el número de electrones de valencia
para cada uno de los elementos configurados
en los ejercicios 5 y 7.
9. Determina la alternativa que responde
correctamente a los siguientes planteamientos.
A. Respecto a la estructura del átomo es cierto
afirmar que:
I. Los electrones poseen cargas negativas.
II. Los neutrones poseen cargas positivas
ubicadas en el núcleo.
III. Los protones se ubican en el núcleo.
IV. Los electrones poseen cargas positivas.
a. Sólo I
d. Sólo II y IV
b. Sólo II
e. Sólo I y III
c. Sólo I y II
B. Entre los modelos atómicos fundamentales
se encuentran:
I. “Queque inglés”.
II. Modelo planetario.
III. Modelo de Millikan.
a. Sólo I
d. Sólo II y III
b. Sólo I y II
e. I, II y III
c. Sólo I y III
C. El número de protones, electrones y
neutrones para el elemento “X” de número
atómico 12 y número másico 32 es:
a. 12, 12 y 32.
d. 32, 20 y 32.
b. 12, 20 y 32.
e. 20, 12 y 12.
c. 12, 12 y 20.
D. El número de electrones del ion “X 5+” de
Z = 20 y A = 40 es:
a. 20
d. 40
b. 25
e. 35
c. 15
E. El número de neutrones para el ion “ Y 3–” de
A = 30 y Z = 15, es:
a. 15
d. 30
b. 20
e. 25
c. 10
F. ¿Cuál es el número de electrones de valencia
según la configuración electrónica 1s2 2s2 2p1?
a. 2
d. 5
b. 1
e. 4
c. 3
Autoevaluación
Como parte del proceso de aprendizaje, es
fundamental que revises el nivel de logro que
observas respecto a los aprendizajes. Sé honesto(a) al
responder. Solo tú sabrás estas respuestas, y su
resultado te permitirá revisar aquellos aspectos que
consideras que no han sido completamente logrados.
Marca con una X el casillero que correponda:
Logrado (L): Has logrado plenamente.
Medianamente Logrado (ML): Has logrado
parcialmente el aprendizaje, aún falta trabajar algunos
aspectos.
Por lograr (PL): Aún no logras el aprendizaje, debes
seguir trabajando para hacerlo.
Aspecto por evaluar
L ML PL
Reconozco que toda la materia consiste de
combinaciones de una variedad de átomos de
elementos, los que están constituidos por un
núcleo y electrones.
Identifico los dos elementos más abundantes en
el Universo, en la corteza terrestre, en la
atmósfera y en el cuerpo humano.
Relaciono el número de protones en el núcleo con
un determinado elemento del sistema periódico.
Reconozco mis errores y trato de enmendarlos.
Sé que el número de electrones en el átomo
neutro es igual al número de protones en el
núcleo, y aplico este principio a la determinación
de la carga eléctrica de iones monoatómicos.
Conozco la descripción elemental de algunos
modelos atómicos precursores de la teoría moderna
del átomo y valoro su importancia histórica.
Actúo responsablemente en el trabajo en equipo.
Conozco los nombres y símbolos de los primeros
diez elementos del sistema periódico y puedo
construir sus configuraciones electrónicas.
Trato con respeto a mis compañeros y profesor/a.
Soy honesto(a) en mi trabajo, con mis compañeros y
compañeras y profesor o profesora.
He aprendido habilidades de observación,
razonamiento e investigación, así como las de
exposición y comunicación de resultados
experimentales o de indagación.
Utilizo el conocimiento y la información para
conocer la realidad.
Aplico la creatividad en la formulación de
preguntas e hipótesis.
39
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
TEMA 2
Propiedades periódicas
Estudiarás en este tema:
• Propiedades periódicas de
los elementos: radio
atómico, energía de
ionización, electroafinidad
y electronegatividad.
Aproximación a la
tabla periódica.
Cada cosa u objeto de la naturaleza tiene características o propiedades que lo
hacen único e irrepetible. Sucede lo mismo con los elementos químicos.
Precisamente, gracias a esas propiedades, la cantidad de compuestos que
pueden formar espontáneamente se multiplica miles de veces por cada
elemento conocido.Observa con atención y completa el siguiente esquema:
Átomo
según el modelo actual está
formado por
1
Núcleo
en él se
3
presentan
distintos
Niveles de
energía
encuentran los en ella se encuentran los
Protones
2
su distribución
se describe en
los más externos
se denominan
Configuración
electrónica
4
Respecto al esquema, responde en tu cuaderno:
1. ¿Cuál crees es la importancia de los electrones de valencia?
2. ¿Participarán los protones en la formación de compuestos? Justifica tu respuesta.
Y para comenzar...
Imagina la siguiente situación:
1. “En una cómoda que tiene cuatro cajones debes ordenar tu ropa de la forma
más eficiente posible. Tienes diez piezas de ropa interior, siete poleras, ocho
camisas o blusas, ocho pantalones, cinco faldas o shorts, cuatro chalecos, tres
chombas, tres pijamas y cuatro chaquetas.
a. ¿Cómo la distribuirías?
b. ¿Qué criterios usas para ordenarla?
c. Existe otra forma de distribución. ¿Cuál?
d. Usarías otro mueble para distribuir tu ropa. ¿Qué características debe tener?
2. Un científico desea ordenar tu ropa eficientemente según los siguientes
criterios: color, uso y temporada en la que se acostumbra.
a. ¿Puede usar el mismo mueble?
b. Si tu respuesta es positiva, ¿cómo organizas la ropa?
c. Si tu respuesta es negativa, ¿cuántas divisiones debería tener el nuevo
mueble? y ¿cómo distribuiría la ropa?
40
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
CIENCIA EN ACCIÓN
Sistema periódico de los elementos
Estudiaremos:
- Características fundamentales de la tabla periódica.
Introducción
En el universo existe una gran cantidad de elementos químicos, cada uno de
ellos con propiedades físicas y químicas características. Tratar de organizarlos
eficientemente fue un verdadero desafío para muchos científicos. En ese
sentido, el sistema periódico es una herramienta muy valiosa, pues en ella se
compila una gran cantidad de información y no solo eso, en sus filas y
columnas se sistematizan representativamente una serie de propiedades.
Paso 1. La observación
Observa atentamente la siguiente imagen del sistema periódico, que se
denomina “tabla muda”. Luego desarrolla el paso 2, “Preguntas de investigación”.
He
H
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Cu Zn Ga Ge
As
Se
Br
Kr
In
Sn Sb
Te
I
Xe
Tl
Pb
Po
At
Rn
K
Ca
Sc
Ti
Rb
Sr
Y
Zr Nb Mo Tc
Cs
Ba
La Hf
Fr
Ra
Ac
V
Ta
Cr Mn Fe
W
Co
Ni
Ru Rh Pd Ag Cd
Re Os
Ir
Pt Au Hg
Bi
Habilidades a desarrollar:
- Observación.
- Investigación documental.
- Selección.
- Interpretación.
- Ordenamiento.
- Clasificación.
Materiales
•
•
•
•
•
•
Tabla periódica.
Cartulina.
Plumones.
Regla.
Texto del Estudiante.
Otros textos de consulta.
Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
Ce
Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb
Dy Ho
Th
Pa
Cf
U
Np Pu Am Cm Bk
Er Tm Yb Lu
Es Fm Md No Lr
Paso 2. Preguntas de investigación
Observando la tabla muda y recordando lo que has visto y conoces del
sistema periódico de los elementos, ¿qué datos faltan? No es necesario que
recuerdes los datos o números específicos, pero sí criterios generales. Por
ejemplo, en la tabla periódica cada elemento tiene un color específico,
¿recuerdas cómo están distribuidos?
El científico ruso Dimitri Mendeleiev propuso un sistema de organización de
los 60 elementos conocidos hacia 1870, configurando las bases del sistema
periódico actual. Guiado por tu profesor(a), desarrolla el trabajo que se
propone a continuación para dar respuesta a la siguiente pregunta de
investigación. Observa la propuesta de Mendeleiev que aparece en la
siguiente página y determina, ¿cuáles son los postulados de Dimitri
Mendeleiev que aún se observan en el sistema periódico actual?
41
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Tabla periódica de Mendeleiev (versión final).
Grupo I
Período –
R2O
1
2
Li = 7
7
8
K = 39
11
12
Grupo V
RH3
R2O5
Grupo VI
RH2
RO3
Grupo VII Grupo VIII
RH
–
R2O7
RO4
Be = 9,4
B = 11
C = 12
N = 14
O = 16
F = 19
Mg = 24
Ca = 40
(Cu = 63)
Rb = 85
?Yt = 88
Ba = 137
–
– = 72
As = 75
Nb = 94
Sn = 118
–
Ti = 204
–
–
I = 127
–
–
W = 184
––––––
–
Os=195,
Ir=197,
Pt=198,
Au=199
–
–
U = 240
Ru=104,
Rh=104,
Pd=106,
Ag=108
– = 100
–
Bi= 208
Fe=56,
Co=59,
Ni=59,
Cu=63
Br = 80
Te = 125
–
Pb = 207
Th = 231
Se = 78
Sb = 122
–
Cl = 35,5
Mn = 55
Mo = 96
?Er = 178 ?La = 180 Ta = 182
Hg = 200
S = 32
Cr = 52
?Di = 138 ?Ce = 140 –
–
–
P = 31
V = 51
Zr = 90
In = 113
–
(Au = 199)
Si = 28
Ti = 48
– = 68
Cd = 112
(–)
–
– = 44
Sr = 87
Cs = 133
Al = 27,3
Zn = 65
(Ag = 108)
9
10
Grupo IV
RH4
RO2
Na = 23
5
6
Grupo III
–
R2O3
H=1
3
4
Grupo II
–
RO
–
–
––––––
Mendeleev dejó espacios para los elementos desconocidos con masas atómicas de 44, 68, 72 y 100.
Paso 3. Formulación de la hipótesis
Según las observaciones realizadas en la tabla muda, ¿qué hipótesis de
investigación puedes plantear para la pregunta de investigación?
Paso 4. Diseño de investigación
Como habrás visto, en este trabajo desarrollarás una investigación
bibliográfica, que consiste en consultar diversas fuentes a fin de responder la
pregunta de investigación.
Te recomendamos consultar, además del Texto del Estudiante, los libros que
estén disponibles en la biblioteca de tu escuela o liceo, buscando información
sobre el trabajo realizado por Dimitri Mendeleiev.
Al realizar el trabajo de investigación, ten presente las siguientes características:
• Realizar una recopilación adecuada de datos que permitan redescubrir
hechos, sugerir problemas, orientar hacia otras fuentes de investigación, y
evaluar la hipótesis.
• Realizar la recopilación en forma ordenada y con objetivos precisos.
• Basarse en la utilización de diferentes técnicas, como: localización y fijación
de datos, análisis de documentos y de contenidos.
42
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
Paso 5. Registro de observaciones y Paso 6. Recopilación y ordenamiento
de datos
En el cuaderno, registra los datos relevantes de cada texto en el que
investigues. Para ello, te proponemos sistematizar la información en una
bitácora como la que se muestra a continuación:
Título del texto
Autor(es)
Nº de Edición
Editorial
Páginas consultadas
Registro de datos importantes.
Año de impresión
País
Frases que citarás textualmente. (Registrar entre comillas y señalar página)
Paso 7. Análisis de datos
Considerando la información recopilada en la investigación bibliográfica, te
proponemos completar la tabla periódica muda con los aportes de Mendeleiev.
He
H
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Cu Zn Ga Ge
As
Se
Br
Kr
K
Ca
Sc
Ti
Rb
Sr
Y
Zr Nb Mo Tc
Cs
Ba
La Hf
Fr
Ra
Ac
V
Ta
Cr Mn Fe
W
Co
Ni
Ru Rh Pd Ag Cd
In
Sn Sb
Te
I
Xe
Pt Au Hg
Tl
Pb
Po
At
Rn
Re Os
Ir
Bi
Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
Ce
Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb
Dy Ho
Th
Pa
Cf
U
Np Pu Am Cm Bk
Er Tm Yb Lu
Es Fm Md No Lr
Compara la tabla periódica que has completado con un sistema periódico actual.
a. ¿Observas semejanzas? ¿Cuáles?
b. ¿Observas diferencias? ¿Cuáles?
43
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Paso 8. Conclusión y comunicación de resultados
Según el análisis de datos, evalúa la hipótesis de investigación y concluye
respecto al aporte de Dimitri Mendeleiev al sistema periódico actual.
Para comunicar tus resultados, te proponemos construir una tabla, en la
cartulina, en la que identifiques los aciertos y errores del científico ruso respecto
a la construcción de un sistema de información. Para ello, debes considerar la
investigación bibliográfica y apoyar tus observaciones con citas textuales.
Sistema periódico de los elemento químicos.
Trabajo de Dimitri Mendeleiev.
Aciertos
Errores
Paso 9. Evaluación del trabajo realizado
Evaluaremos el trabajo realizado en la investigación bibliográfica, así como el
trabajo del equipo, pues el éxito de la actividad realizada depende de la
responsabilidad y compromiso con que cada uno de los integrantes actuó
en el proceso. Completen la siguiente tabla marcando con una X el casillero
que corresponda.
Aspectos por evaluar
Leímos atentamente cada uno de los textos empleados.
Seleccionamos información relevante en cada uno de los textos.
La información seleccionada nos permitió evaluar eficientemente
la hipótesis.
Gracias a la investigación bibliográfica, conocimos el trabajo realizado
por Dimitri Mendeleiev.
Fuimos responsables en las labores que nos fueron confiadas.
Fuimos honestos(as) en la presentación y discusión de los
resultados obtenidos.
Nos preocupamos de conocer las acciones de cada uno de los
integrantes del equipo.
Respetamos los derechos de cada uno de los integrantes del grupo.
44
+
+-
-
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
Tabla periódica
En el siglo XIX se habían caracterizado unos 60 elementos, lo que hacía
necesaria su clasificación. Además, se observaba experimentalmente que
ciertos elementos presentaban semejanzas. Por ejemplo, el Cobre (Cu), la
Plata (Ag) y el Oro (Au) podían reunirse en un mismo grupo y el Sodio (Na),
el Litio (Li) y el Potasio (K), en otro.
Entre 1860 y 1870, el científico ruso Dimitri Mendeleiev y el alemán Julius
Lothar Meyer, trabajando en forma independiente, llegaron a organizar los
elementos químicos conocidos de acuerdo con su masa atómica, lo que les
permitió deducir que en orden creciente de masa los elementos presentaban
propiedades similares que se repetían periódicamente, estableciendo la “Ley
periódica”, gracias a la cual se ordenaron los elementos de similares
características en una misma columna.
Mendeleiev presentó su trabajo a la Sociedad Química Rusa en 1869,
señalando los siguientes postulados:
1. Si se ordenan los elementos según sus masas atómicas, éstos muestran
una evidente periodicidad.
2. Los elementos semejantes en sus propiedades químicas poseen masas
atómicas semejantes (K, Rb, Cs).
3. La colocación de los elementos en orden a sus masas atómicas
corresponde a su valencia.
4. Los elementos más difundidos en la naturaleza son los de masa atómica
pequeña. Estos elementos poseen propiedades bien definidas.
5. El valor de la masa atómica caracteriza a un elemento y permite predecir
sus propiedades.
6. En determinados elementos puede corregirse la masa atómica si se
conoce la de los elementos adyacentes.
Años de estudio permitieron deducir a otros científicos que el modelo
planteado por Mendeleiev presentaba aciertos y errores. Entre ellos se
pueden mencionar:
Dimitri Mendeleiev (1834 – 1907).
Creador de la Tabla periódica.
SABÍAS
QUE:
Elementos como oro, plata,
estaño, cobre, plomo y
mercurio eran conocidos
desde la Antigüedad.
Aciertos:
Concluyó que faltaban elementos que obedecieran a la secuencia propuesta,
razón por la cual dejó libres los espacios que les correspondían, aun cuando
no habían sido descubiertos.
Errores:
1. No designó un lugar fijo para el hidrógeno.
2. Considera una sola valencia para cada uno de los elementos clasificados
y hoy se conocen más de una para algunos elementos.
3. Los elementos lantánidos son reconocidos en una sola ubicación, como si
se tratara de un sólo elemento.
4. El principal y más importante es que los elementos no siempre están en
orden creciente de sus masas atómicas.
45
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
La Tabla periódica de los elementos que actualmente empleamos es similar a
la de Mendeleiev, aunque se ordena en función del número atómico (Z) de
acuerdo con la ley fundamental que rige la clasificación de los elementos.
Según ésta,“las propiedades periódicas de los elementos son funciones
periódicas de sus números atómicos”dando origen a filas horizontales
llamadas períodos, siete en total, y columnas verticales, conocidas como
grupos o familias, 18 en total, antiguamente divididos en los A y los B.
Los grupos 1,2 y 13 al 18 (antiguas IA, IIA y IIIA al VIIIA) agrupan los
elementos representativos, que se caracterizan por terminar su
configuración electrónica en los subniveles s o sp. La notación antigua de los
elementos representativos, permitía saber el número de electrones presentes
en el último nivel. Por ejemplo, IIIA indica que los elementos ubicados en
esa columna poseen 3 electrones de valencia, que son los que participan en
las reacciones químicas. El grupo 18 (VIIIA) corresponde a los gases nobles.
Los grupos del 3 a 12 (antiguos B), corresponde a los elementos de
transición, y se caracterizan porque en su configuración electrónica, los
últimos electrones ocupan los subniveles d y f.
Tabla periódica de los elementos
Figura 17. Tabla periódica de los Elementos Químicos.
En http://www.lenntech.com encontrarás el detalle del descubrimiento de los
elementos químicos en el buscador de la página.
46
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
Como puedes observar, el primer período está compuesto sólo por dos
elementos, el Hidrógeno y el Helio; el segundo y el tercer período contienen 8
elementos cada uno; el cuarto y el quinto período están constituidos por 18
elementos, mientras que el sexto y el séptimo período presentan 32 elementos
químicos. Para hacer de la Tabla periódica un instrumento manejable, los
períodos seis y siete se separan en lantánidos y actínidos, cada uno de los
cuales se dispone horizontalmente en la base de la Tabla periódica.
Los grupos o familias están constituidos por elementos con propiedades
químicas análogas y se ordenan de acuerdo con su configuración electrónica.
1. Escribe la configuración global externa de los siguientes pares de elementos:
a. Li – K
b. Be – Sr
c. B – Ga
d. C – Si
e. Cu – Ag
f. Zn – Cd
g. Sc – Y
h. Cr – Mo
2. Observa los pares configurados. ¿Qué puedes decir respecto a su capa
de valencia?
3. Identifica a qué grupos de la Tabla periódica representan los pares propuestos.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Recolección y
ordenamiento de datos.
- Predicción.
- Establecer relaciones.
4. Reconoce el período de la tabla al que pertenece cada elemento y observa
el último nivel configurado. ¿Qué puedes concluir?
5. ¿Qué has aprendido al aceptar y desarrollar este desafío?
Tal como puedes deducir, en la actividad anterior los grupos están
subdivididos y presentan configuraciones electrónicas con una terminación
característica. Por otra parte, los periodos coinciden con el último nivel de
energía (n) configurado. Observa con atención la siguiente tabla resumen.
Grupo
1
2
13
14
15
16
17
18
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Nombre
Alcalinos
Alcalinos térreos
Térreos
Carbonoides
Nitrogenoides
Calcógenos
Halógenos
Gases nobles o inertes
de metales de acuñar
del cinc
del escandio
del titanio
del vanadio
del cromo
del manganeso
del hierro
del cobalto
del níquel
Terminación característica
ns1
ns 2
ns 2 np 1
n s2 np 2
n s2 np 3
ns 2 np 4
ns 2 np 5
ns 2 np 6, a excepción del He, que presenta configuración ns2
(n–1)d 10 ns 1
(n–1)d 10 ns 2
(n–1)d 1 ns 2
(n–1)d 2 ns 2
(n–1)d 3 ns 2
(n–1)d 5 ns 1
(n–1)d 5 ns 2
(n–1)d 6 ns 2
(n–1)d 7 ns 2
(n–1)d 8 ns 2
47
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
CIENCIA EN ACCIÓN Propiedades de los elementos
Estudiaremos
- Propiedades de elementos metálicos y no metálicos.
Habilidades a desarrollar:
- Observación.
- Predicción.
- Registro y ordenamiento
de datos.
- Elaboración de
conclusiones.
Materiales y reactivos
• Barra de grafito (mina de
portamira 0.9 mm).
• Alambre de cobre.
Introducción
Los elementos químicos se clasifican como metales, no metales y
metaloides. Cada uno de ellos presenta características y/o propiedades
específicas, que los hacen aplicables en diversos campos de la industria, la
medicina, el hogar, entre otros.
A diferencia de las anteriores actividades de indagación científica, te
proponemos que seas tú y un grupo de trabajo los que elaboren todos los
pasos de la investigación ya estudiados y que les recordamos en el “esquema
virtuoso” de la investigación científica, para responder la siguiente pregunta de
investigación: ¿Qué tipo de elemento (metal o no metal) son el grafito y el
cobre, según sus respectivos comportamientos?
Exploración
Preguntas de exploración
Formulación de hipótesis
Diseño experimental
Registro de observaciones
Recopilación y ordenamiento de datos
Análisis de datos
Conclusión y comunicación de resultados
Evaluación del trabajo
48
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
Usos de algunos metales y no metales
El titanio se usa en naves espaciales, relojes
de lujo y en cirugía de huesos y dientes.
El flúor, se usa en la fabricación de pastas
dentales, como fluoruro sódico.
Orientaciones generales
A continuación, presentamos algunas sugerencias para responder la pregunta
de investigación.
1. Para resolver la pregunta de investigación, deben acotarla y comprenderla a
cabalidad; deben responder, antes de comenzar a experimentar:
a. ¿Cuál es la finalidad de la pregunta?
b. ¿Qué posible respuesta (hipótesis) formulan para la pregunta?
2. Una vez que comprenden la pregunta de investigación a cabalidad, es
necesario determinar si existe información disponible en textos u otros
medios, como revistas de investigación, publicaciones científicas, etc., que
hagan referencia al fenómeno que estudian. Según la información
recopilada, deberán determinar si:
a. Desarrollan una investigación documental, es decir, basándose en citas
textuales y estudios ya realizados que establecen un proceso de investigación.
b. Ejecutan una investigación experimental, cuyo sustento también es
teórico, pero además elaboran una secuencia de pasos o un mecanismo
que les permita someter la hipótesis a comprobación. Si optan por esta
posibilidad, deben determinar claramente materiales y reactivos que
serían necesarios.
3. En el caso indicado en 2.b, deberán desarrollar un trabajo experimental,
por ende, deberán:
a. Seleccionar material.
b. Seleccionar reactivos.
c. Respetar las normas de seguridad en el laboratorio, como por ejemplo:
• Todos deben usar delantal.
• No deben tocar ni oler los reactivos.
• Deben revisar el diseño experimental elaborado por el grupo con
el docente.
• La mesa de trabajo se mantiene limpia y ordenada.
• Si alguna sustancia salpica a su cuerpo, manos u ojos, deben informar de
inmediato a su profesor o profesora.
• Recuerden usar guantes o anteojos de seguridad cuando se indique.
49
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
4. Una vez concluido el proceso de investigación, NO OLVIDEN la
evaluación. En este caso, les proponemos las siguientes preguntas para
desarrollar la autoevaluación.
a. La pregunta de investigación, ¿guió la búsqueda bibliográfica?
b. La información recopilada en la búsqueda bibliográfica respecto a las
propiedades de los metales y no metales, ¿facilitó el diseño experimental
para comprobar el comportamiento del grafito y del cobre?
c. En el diseño experimental, ¿se consideraron las normas de seguridad?
d. ¿Cuál es la evaluación de la hipótesis experimental?
e. ¿Cuál es la conclusión del trabajo realizado?
Tomar conciencia del conocimiento y la comprensión sobre las ideas
científicas a través de la indagación implica realizar una serie de
actividades para estudiar el mundo natural y proponer explicaciones de
acuerdo con la evidencia que proviene del trabajo científico. Revisaremos
cuántas de estas acciones estás realizando en tu práctica diaria.
Indicadores
Nunca A veces Siempre
1. Llevo a cabo observaciones sobre los fenómenos
en estudio.
2. Manifiesto curiosidad en mi trabajo cotidiano.
3. Defino preguntas a partir de los conocimientos previos.
4. Reúno evidencias utilizando la información de la Web.
5. Utilizo las investigaciones previas.
6. Planteo posibles explicaciones o hipótesis preliminares.
7. Planifico y llevo a cabo investigaciones sencillas.
8. Recopilo evidencia a partir de la observación.
9. Explico los fenómenos basándome en las evidencias.
10. Añado datos a las explicaciones.
11. Considero otras opiniones científicas.
12. Considero nuevas evidencias.
13. Compruebo las explicaciones existentes del tema.
14. Comunico los resultados de manera científica.
15. Doy a conocer una explicación basada en las evidencias.
Si has respondido en alguno de los indicadores “nunca” o “a veces”, es preciso
que desarrolles o fortalezcas ese indicador con ayuda de tus compañeros y
compañeras o de tu profesor o profesora para ser un estudiante exitoso en la
indagación científica.
50
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
Metales, no metales y metaloides
Los elementos se pueden clasificar de acuerdo con sus propiedades
estructurales, eléctricas e incluso según sus configuraciones electrónicas.
Los metales se ubican en la parte izquierda y central de la Tabla periódica,
caracterizándose por ser buenos conductores de calor y electricidad. En su
mayoría son sólidos y brillantes, son maleables (pueden laminarse) y
dúctiles (presentarse como alambres), como muestra la Figura 18.
Figura 18. Aplicaciones de elementos metálicos: Al, Fe y Zn.
Los no metales representados en la Tabla periódica (por ejemplo, los morados
en la Figura 17 de la página 46) se ubican en la parte superior derecha de la
tabla, entre los cuales se incluyen el Carbono, el Nitrógeno, el Fósforo, el
Oxígeno, el Azufre y los halógenos; además del Hidrógeno. Se caracterizan
por ser malos conductores de la corriente eléctrica y excelentes aislantes
térmicos, se pueden presentar en cualquiera de los estados de la materia y se
quiebran con facilidad cuando se manifiestan como sólidos puros, por lo
tanto, no son dúctiles y no tienen brillo. En la Figura 19 se muestran
materiales y aplicaciones en los que participan elementos no metálicos.
SABÍAS
QUE:
Los elementos metálicos
tienen diversas aplicaciones
en la vida cotidiana. Por
ejemplo, el Aluminio (Al) y
el Estaño (Sn), son
elementos que en aleación
con otros metales tienen
diversas aplicaciones
industriales, como en la
fabricación de las latas de
conserva y bebidas. Éstas
últimas, generalmente
elaboradas con hojalata, es
decir, acero recubierto por
estaño o por aluminio.
Figura 19. Las minas de grafito, empleadas en lápices portaminas, están constituidas de carbono (C).
Durante la limpieza dental, los odontólogos aplican un gel de flúor, mediante la técnica denominada
topicación, gracias a la que se protegen las piezas dentarias de futuras caries y endurece el esmalte dental.
Los semimetales o metaloides representados en la Tabla periódica de color
anaranjado(según la Figura 17) se caracterizan por presentar un
comportamiento intermedio entre los metales y los no metales.
Figura 20. El silicio se utiliza como materia prima para la elaboración de siliconas. Asímismo, es
ampliamente empleado en la industria electrónica, para la fabricación de chips, con los que es
posible montar diversos circuitos electrónicos.
51
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
-Inferir.
-Descripción.
-Comparación.
-Investigación bibliográfica.
1. Sin mirar la Tabla periódica, completa en tu cuaderno la información que
falta en el siguiente cuadro, suponiendo que todos los elementos
químicos son neutros (p+ = e–). Una vez terminados los cálculos, usa la
Tabla periódica para corroborar tus resultados y completar la columnas 5
y 6 (nombre del elemento y clasificación).
Configuración
Nombre
Clasificación (metal,
del
z Grupo Periodo electrónica global
metaloide o no metal)
externa o resumida elemento
20
2
3
[Ne]3s 1
[Ar]4s 2 3d 10 4p 1
17
3
29
4
5
[Kr]5s 2 4d 10 5p 5
[Ne]3s 2
15
2
13
[Ne]3s 2 3p 1
1
6
4
4
38
2
[Ar]4s 2 3d 6
[Ne]3s 2 3p 6
2. Define brevemente:
a. Metal.
b. Metaloide.
c. No metal.
3. Investiga cuáles son las propiedades de los siguientes elementos y cuál es
su importancia para el cuerpo humano. Clasifícalos como metales, no
metales o metaloides.
a. Sodio.
b. Oxígeno.
c. Carbono.
52
B
[He]2s 22p 6
F
[He]2 1
s
N
[He]2s 22p 1
[Ne]3 1
s
Be
[He]2s 22p 3
Ne
[He]2s 22p 5
[He]2 2
s
Li
Na
4. ¿Qué es una secuencia isoelectrónica?
5. ¿Qué es el efecto pantalla?
6. Ordena las siguientes piezas de dominó de forma que calcen las
configuraciones electrónicas con los símbolos de los elementos.
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
Propiedades periódicas
Existe una serie de propiedades en los elementos que varían regularmente en
la Tabla periódica: son las llamadas propiedades periódicas. Entre ellas se
encuentran la afinidad electrónica o electroafinidad, la energía o potencial de
ionización, la electronegatividad, el radio atómico, el volumen atómico.
Estas propiedades, tanto físicas como químicas, dependen
fundamentalmente de la configuración electrónica del elemento, puesto que
en un átomo, la corteza electrónica, que contiene tantos electrones, como
protones tiene el núcleo, de forma que el átomo sea eléctricamente neutro, y
no está distribuida de manera uniforme, ya que los electrones se disponen
en capas concéntricas alrededor del núcleo como muestra la Figura 21.
La atracción del núcleo atómico sobre un electrón en una capa se ve, pues,
apantallada por los electrones que existen en las capas inferiores (que lo
repelen hacia el exterior) y reforzada por los electrones existentes en las
capas exteriores (que lo repelen hacia el interior del átomo).
Cuando se estableció la ordenación periódica de los elementos, se realizó de
forma que elementos con propiedades químicas similares cayeran en la
misma vertical o grupo, de modo que algunas propiedades que dependen
más o menos directamente del tamaño del átomo aumentaran o decrecieran
regularmente al bajar por el grupo (afinidad electrónica, potencial de
ionización, electronegatividad, radio atómico y volumen atómico).
En general, podemos clasificar las propiedades más importantes por
relaciones de tamaño y de energía de la siguiente manera:
Volumen atómico
Radio atómico
Fuerzas
atractivas
(núcleoelectrón)
Fuerzas
repulsivas
(electrónelectrón)
Figura 21. Fuerzas eléctricas
del átomo.
Relaciones de tamaño
Radio covalente
Radio iónico
Potencial de ionización
Electronegatividad
Relaciones de energía
Electroafinidad
Electropositividad
En http://www.educaplus.org/properiodicas/index.html encontrarás la definición
de cada una de las propiedades y su comportamiento en grupos y periodos.
53
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Volumen atómico
Se define como la cantidad de centímetros cúbicos (cm3) que corresponden
a un átomo.
MÁS QUE QUÍMICA
La sal común (NaCl),
compuesto muy estable,
de propiedades que hacen
factible su uso cotidiano,
está formada por el sodio
(periodo 3 grupo 1) y el
cloro (periodo 3 grupo 17).
El primero necesita ceder
electrones y el segundo
ganar, condiciones propias
de los grupos en los que
se encuentran.
En la Tabla periódica, el volumen varía disminuyendo en un periodo de
izquierda a derecha y aumenta en un grupo de acuerdo con el incremento
de su número atómico. Este hecho se puede explicar si analizamos que en
un periodo al aumentar el número de electrones, también se eleva el
número de protones, lo que incrementa la fuerza de atracción del núcleo
sobre el último electrón, produciéndose un efecto de acercamiento de la
nube electrónica hacia el núcleo, disminuyendo, por ende, el volumen total
del átomo. En cambio, en un grupo aumenta el periodo (nivel de energía) y
por ende, la distancia entre el núcleo y el último electrón.
Radio atómico y iónico
Como recordarás, el núcleo atómico es positivo y los electrones son cargas
negativas en constante y rápido movimiento, lo que genera una nube
electrónica de forma esférica que es más espesa cerca del núcleo y tenue
lejos de él.
Los átomos y los iones tienen un tamaño aproximadamente definido que
no se estima en una especie aislada (por su tamaño infinitamente pequeño),
sino en el estado sólido de un elemento o compuesto.
SABÍAS
QUE:
Los radios atómicos y los
iónicos son medidos en
Ángstrom (Å).
1 Å equivale a 10–10 m, un
valor pequeñísimo
0,0000000001 m.
Se define el radio de un átomo como “la media del radio del átomo en
varios compuestos covalentes”, como indica la Figura 22, que está
directamente relacionado con el volumen del átomo, por lo tanto, su
variación también.
2r
Figura 22. Radio atómico (r).
El radio covalente se define como “la mitad de la distancia entre dos
átomos iguales unidos por un enlace simple”.
Los radios iónicos se determinan en redes cristalinas y, al igual que el
radio atómico, se definen como la distancia entre el centro del núcleo y el
electrón más alejado del mismo, considerando que respecto al átomo
neutro, el ion presenta una ganancia o pérdida de electrones. En general, el
radio iónico de los iones isoelectrónicos disminuye a lo largo de un período,
mientras que aumenta para iones de igual carga a medida que se desciende
en un grupo.
54
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
Potencial o energía de ionización (P.I.)
Es la energía necesaria para retirar el electrón más débilmente retenido en
un átomo gaseoso desde su estado fundamental, como muestra la Figura 23.
e–
Energía
118 Kcal
mol
+
A + Energía
N
(g)
N+
(g)
A+ + e–
Figura 23. Representación de la energía de ionización de un átomo de nitrógeno. Es la
energía o trabajo necesario para sacar al electrón más débilmente unido del átomo gaseoso.
El proceso se puede representar mediante la siguiente ecuación:
Átomo
(gaseoso)
+ Energía
Catión (ión positivo) + 1 electrón (e– )
Pueden removerse uno o más electrones de un mismo átomo, de lo cual
depende el nombre que recibe el potencial de ionización: primero, segundo,
tercero, etc., siendo el primero la energía más baja y el último la más alta.
El potencial de ionización varía en forma indirecta a los radios atómicos, es
decir, mientras menor sea el radio atómico, mayor será la atracción entre el
núcleo y los electrones, por lo tanto, mayor la energía requerida para
remover al electrón más lejano al núcleo.
Afinidad electrónica o electroafinidad (E.A.)
Es la energía relacionada con la adición de un electrón a un átomo gaseoso
para formar un ion negativo, como muestra la Figura 24, proceso
representado por la ecuación:
Átomo
(gaseoso)
+ 1 electrón (e– )
Anión (ión negativo).
Energía
81 Kcal
mol
e–
+
F(g)
F–(g)
Figura 24. Representación de la electroafinidad del átomo de flúor. Es la energía
liberada cuando un átomo neutro independiente acepta un electrón.
Las electroafinidades pueden ser negativas cuando se libera energía o
positivas cuando se absorbe energía, y son inversamente proporcionales al
tamaño del átomo.
55
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
MÁS QUE QUÍMICA
Linus Carl Pauling
(1901 – 1994), químico
estadounidense, es
reconocido como el
químico más influyente del
siglo XX. Recibió el premio
Nobel de Química en 1954
por sus trabajos sobre la
electronegatividad y
enlaces químicos, y en
1962 el premio Nobel de la
Paz por su campaña contra
las pruebas nucleares.
Electronegatividad (E.N.)
La electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una
molécula, para atraer hacia sí los electrones de otro átomo en un
enlace covalente.
Electropositividad
Capacidad que tiene un átomo para ceder electrones, razón por la cual esta
propiedad es inversamente proporcional a la electronegatividad.
Otras propiedades periódicas son:
Estados de oxidación
Corresponde a la carga que adquiere un átomo neutro cuando se
transforma en un ión; por ejemplo:
1. Li
Li+ + e– Formación de un catión. El Li pasa del estado cero al estado 1+.
2. Br + e–
Br– Formación de un anión. El Br pasa del estado cero al estado 1–.
SABÍAS
QUE:
Un mol es la unidad de
medida de la magnitud
química cantidad de
sustancia “n”que equivale a
6,023 · 1023 átomos,
partículas o unidades
fundamentales. Así un mol
de átomos de Cu es
equivalente a 6,023 · 1023
átomos de cobre.
Puntos de ebullición y fusión
El punto de fusión es la temperatura a la cual un elemento en estado sólido
cambia a líquido, mientras que el punto de ebullición corresponde a la
temperatura a la cual se produce el cambio del estado líquido al gaseoso.
Densidad
Relación entre la masa (m) y el volumen de un cuerpo (V), que en los
sólidos y líquidos se expresa en g/mL y en los gases en g/L.
d=
m
V
Volumen molar
Corresponde al volumen que ocupa un mol de sustancia en condiciones
normales de temperatura y presión (0º C y 1atm.). Además, se puede
determinar a partir de la densidad y la masa molar (M) de la sustancia. Se
calcula como:
V=
M
d
Como podrás observar, la Tabla periódica reúne una gran cantidad de
información de cada elemento: su número atómico, su número másico y las
propiedades periódicas, es decir, todo lo necesario para explicar el
comportamiento de cada átomo al relacionarse con otros átomos; en
síntesis, explicar el comportamiento de la materia.
En http://www.maloka.org/fisica2000/periodic_table/periodic_properties.html
encontrarás más información sobre la estructura de la materia y las
propiedades periódicas.
56
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
Sintetizando el comportamiento de las propiedades periódicas en la tabla de
los elementos, se observa:
Disminuye: Radio atómico
Región s
Aumenta: Radio atómico
Disminuye: Potencial de
ionización, electronegatividad
Aumenta: Energía de ionización, electronegatividad, afinidad electrónica
S A B Í A S
Región p
Región d
Q U E :
Los gases nobles son los
elementos que presentan un
mayor potencial de
ionización debido a que su
estructura electrónica de
capa cerrada les proporciona
gran estabilidad.
Región f
Figura 25. Tabla periódica que muestra el comportamiento de las propiedades periódicas.
1. Completa las siguientes tablas, extrayendo los datos que correspondan
desde el sistema periódico de los elementos:
Tabla Nº 1: Elementos de un mismo grupo.
Elemento
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Electronegatividad
Radio Atómico
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Análisis de datos.
- Sistematización de la
información.
- Construcción de gráficos.
Tabla Nº 2: Elementos de un mismo periodo.
Elemento
K
Sc
Cr
Zn
As
Se
Br
Electronegatividad
Radio Atómico
2. Construye dos gráficos (uno por cada tabla de datos) relacionando,
Número atómico con la variable de cada columna. Por ejemplo:
a. Gráfico Número atómico v/s Electronegatividad.
b. Gráfico Número atómico v/s Radio atómico.
c. Gráfico Número atómico v/s Volumen atómico.
Considera las siguientes sugerencias: el gráfico debe estar al centro de la hoja
de trabajo, debe presentar en la parte superior un título, en el que se indica
número de gráfico. En los ejes debes indicar magnitud y unidades específicas,
éstas últimas entre paréntesis, los puntos deben unirlos a mano alzada.
57
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Observen el siguiente ejemplo del gráfico:
Gráfico
Variable 1
(Unidad)
120
100
80
60
40
20
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10 Variable 2
(unidad)
Ejemplo de gráfico.
3. Observa atentamente los gráficos elaborados y luego responde:
a. ¿Cuál es el comportamiento de la electronegatividad a lo largo de un
periodo y de un grupo?.
b. ¿Cuál es el comportamiento del radio atómico a lo largo de un periodo
y de un grupo?.
c. ¿Cuál es el comportamiento del volumen atómico a lo largo de un
periodo y de un grupo?.
d. Según lo observado, explica la siguiente afirmación “las propiedades
químicas y físicas de los elementos son una función periódica del
número atómico”.
4. Observa atentamente los gráficos que hacen referencia a la relación
número atómico v/s radio atómico.
a. Considerando que “los iones positivos son menores en su radio, que
los átomos metálicos de los que proceden. En cambio, los iones
negativos (aniones) presentan radios mayores a los átomos no
metálicos que los componen” (Masterton, W. “Principios y Reacciones”
4º Edición. Thomson. México. 2001). Predice, ¿cómo sería el gráfico que
represente la relación número atómico v/s radio iónico para cada uno
de los elementos tabulados?
El aprendizaje es el proceso de adquirir conocimientos, habilidades,
actitudes o valores a través del estudio, la experiencia o la enseñanza.
Para saber tu nivel de esfuerzo y perseverancia, marca con una X aquellas
acciones que realices en tu proceso de aprender.
Indicadores
Sí
No
Cuando estudio, trabajo lo más seriamente que puedo.
Cuando estudio, sigo esforzándome aunque la materia sea difícil.
Cuando estudio, trato de esforzarme en lograr los conocimientos y
habilidades que me enseñan.
Cuando estudio, pongo el mayor empeño posible.
Cuando estudio, repaso aquellos contenidos que aún no he comprendido.
Si has marcado un no por respuesta, esto te indica que tu nivel de esfuerzo y
perseverancia es bajo y debes trabajar en ello para fortalecerlo.
58
Revista Científica
Importancia de los oligometales ionizados en los seres vivos
Los minerales son elementos químicos que componen el Universo y también a los seres vivos. Así, por
ejemplo, nuestro cuerpo contiene: cinc, cobre, hierro y azufre, que forman parte de algunas proteínas;
magnesio, potasio y sodio, presentes en nuestros fluidos corporales y líquidos celulares. Estos y muchos
otros son indispensables, cuando se encuentran en equilibrio, para realizar procesos químicos y
eléctricos que mantienen nuestro organismo en funcionamiento. Sin embargo, cuando alguno de ellos se
encuentra en exceso o disminuye su concentración, puede provocar enfermedades.
Los oligometales son elementos químicos
metálicos que se encuentran presentes en
forma residual; se caracterizan por ser escasos y
presentarse en pequeñísimas cantidades. En los
seres vivos se han aislado unos 60, pero sólo 14
de ellos se consideran comunes para casi todos.
Estos son: hierro (Fe), cobre (Cu), flúor (F), boro
(B), vanadio (V), cobalto (Co), molibdeno (Mb),
manganeso (Mn), cinc (Zn), yodo (I), silicio (Si),
selenio (Se), estaño (Sn) y cromo (Cr).
Por ejemplo, sin la presencia del cobalto no
tendríamos vitamina B12, que es fundamental
en la formación de las células sanguíneas. El
selenio potencia la actividad antioxidante de la
vitamina E. El yodo es parte de la estructura de
las hormonas tiroideas que regulan el
metabolismo. Asimismo, el cromo ayuda a
nuestras células a aprovechar la glucosa
para obtener energía. El molibdeno y el
manganeso permiten que algunos mecanismos
enzimáticos funcionen correctamente, y el
magnesio ayuda a nuestro organismo a
absorber el calcio, esencial para los huesos y
dientes. El corazón, por ejemplo,
requiere magnesio para cada latido
y potasio para la contracción
de los músculos.
Nuestro cuerpo necesita aproximadamente dos
tercios de todos los elementos conocidos por el
hombre; por lo tanto, mantenernos sanos
exige tomar estos minerales de manera
balanceada en nuestra dieta para aprovechar
eficazmente los demás nutrientes y vitaminas.
Muchas situaciones de nuestra vida diaria,
como el estrés, dietas demasiado restrictivas y
pobres en nutrientes, provocan desequilibrios
en nuestro cuerpo. Los síntomas de estas
situaciones deficitarias pueden ser calambres
musculares, caída de cabello, fatiga general,
etcétera.
Cuando existe deficiencia, nuestro organismo
intenta compensar el déficit, aumentando la
absorción de minerales en el intestino, los
cuales deben estar presentes en nuestra dieta
en forma iónica, para ser más biodisponibles.
Los podemos encontrar en frutas y vegetales.
Adaptación de artículo
http://www.marnys.com/
Para la reflexión
Habilidades a desarrollar:
- Análisis de la información.
- Formulación de predicciones.
1. ¿Qué son los minerales y cuál es su
importancia para los seres vivos?
2. ¿Cuáles son las propiedades químicas de los
minerales que los hacen indispensables
para la vida?
3. ¿Por qué los iones se clasifican como
biodisponibles?
4. Consulta a tu profesor o profesora de
Biología cuál es la importancia y función
de las vitaminas B12 y E.
5. Investiga qué minerales están presentes
en las tres frutas que más consumes en
la semana.
6. Investiga qué es el metabolismo y qué
sucede cuando las hormonas tiroideas
presentan irregularidades por el exceso y
deficiencia de yodo.
7. Investiga por qué los jugadores de tenis,
en los tiempos de descanso, consumen
plátano y chocolates.
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Revisemos lo aprendido: Tema 2
I. Completa las siguientes frases con las palabras
que están en el recuadro.
número atómico – representativos – pesos
atómicos – metales – no metálicos – filas –
columnas – volumen atómico – radio atómico
a. La Tabla periódica actual se ordena en
función del ___________ ___________.
b. Los _________________ se pueden
caracterizar por ser buenos conductores
eléctricos y dúctiles.
c. El ____________ ________________ es la
cantidad de centímetros cúbicos que
corresponde a un átomo.
II. Ubica en el esquema de la Tabla periódica cada
uno de los elementos que a continuación se
enumeran, según su configuración electrónica.
Para ello, observa el nivel de configuración y su
capa de valencia.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1
2
3
4
5
6
7
Grupos
Región s
Desarrolla las siguientes actividades
individualmente y luego compara tus resultados
con los de tus compañeros y compañeras.
Consulta todas tus dudas a tu profesor o profesora.
Región p
Región d
Región f
Periodos
a. [He] 2s2
b. [Ne] 3s2 3p4
c. 1s2 2s2 2p4
d. 1s2 2s2 2p1
e. [Ne] 3s2 3p5
f. [Ar] 3d3 4s2
g. [Kr] 5s1
h. 1s2
i. [Xe] 6s2
j. [Ne] 3s2 3p3
III. Define las siguientes propiedades periódicas.
d. Respecto al comportamiento de la
propiedad periódica llamada _________
____________, se puede decir que en la
Tabla periódica su comportamiento
disminuye en un período de izquierda
a derecha.
e. Mendeleiev ordena los elementos en su
Tabla periódica, según los ________
_________.
f. La Tabla periódica actual ordena los
elementos en siete _________ y dieciocho
___________.
a. Volumen atómico.
b. Radio atómico.
c. Potencial de
ionización.
IV. En tu cuaderno, copia la siguiente tabla y
complétala indicando si aumenta o disminuye el
comportamiento de la propiedad en los grupos
y períodos.
Propiedad
Volumen atómico
g. Los grupos A de la tabla agrupan a los
elementos __________________, que se
caracterizan por terminar su configuración
electrónica en los subniveles s o sp.
h. Los elementos ____ ____________ se
caracterizan por ser malos conductores
eléctricos y excelentes aislantes térmicos.
60
d. Electroafinidad.
e. Electronegatividad.
f. Electropositividad.
Radio atómico
Radio iónico
Potencial de
ionización
Electroafinidad
Electronegatividad
Comportamiento Comportamiento
en el GRUPO
en el PERIODO
de arriba
de derecha
hacia abajo
a izquierda
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
V. Ordena los siguientes grupos de átomos, según
las indicaciones establecidas.
a. Ni – O – Fr. En orden creciente de
electronegatividad.
b. Ca – Be – Ra. En orden creciente de radio atómico.
c. Zn – Fe – Cu. En orden creciente de
electroafinidad.
d. Cl – Al – Na. En orden creciente de potencial
de ionización.
Autoevaluación
Al finalizar el tema revisarás el nivel de logro
respecto a los aprendizajes. Recuerda ser
honesto(a) al responder. Sólo tú sabrás estas
respuestas, y su resultado te permitirá revisar
aquellos aspectos que consideras que no han sido
completamente logrados.
Aspecto por evaluar
VI. Justifica las siguientes afirmaciones
a. El potencial de ionización del elemento con
configuración 1s2 2s2 es menor que el del
elemento con configuración 1s2.
b. El radio atómico del elemento con
configuración [Ne] 3s1 es menor que el del
elemento con configuración 1s2 2s1.
VII. Selección única
Determina la alternativa que responde
correctamente a las preguntas planteadas.
1. Uno de los grandes aciertos de los
postulados de Mendeleiev respecto a la
ordenación de los elementos fue:
a. Designar un lugar fijo para el hidrógeno.
b.Ordenar los elementos en orden creciente
del peso atómico.
c. Dejar los espacios libres de los elementos
que no eran conocidos ni aún descubiertos,
pero que obedecían a la secuencia.
d.Agrupar los lantánidos como un sólo
elemento.
e. Establecer la única valencia de los elementos.
2. “El sodio es un elemento de baja
electronegatividad cuya capa de valencia se
ubica en el tercer nivel de energía”.
Según la descripción, se puede deducir que
el periodo y grupo de este elemento son
respectivamente:
a. 3 y 13
d. 5 y 1
b. 4 y 17
e. 3 y 12
c. 3 y 1
3. La Tabla periódica actual se ordena en
función de:
a. El número másico.
b. El número atómico.
c. La configuración electrónica.
d. La electronegatividad.
e. El potencial de ionización.
L ML PL
Conozco los nombres y símbolos de los
primeros diez elementos del sistema
periódico, construyo sus configuraciones
electrónicas y, de acuerdo con su posición
dentro del período, puedo predecir acerca
de si sus características serán metálicas o
no metálicas.
Aplico habilidades de observación,
razonamiento e investigación.
Reconozco que muchas de las
propiedades de los elementos se repiten
periódicamente, y valoro el ordenamiento
de los elementos en el sistema periódico
como el resultado de un proceso histórico
en la búsqueda de sistematizar y ordenar
una gran cantidad de información.
Expongo correctamente resultados
experimentales.
Distingo las propiedades de radio atómico,
energía de ionización, afinidad electrónica
y electronegatividad y las reconozco como
propiedades periódicas.
Puedo explicar el origen de la variación
periódica del radio atómico, de la energía
de ionización y de la electroafinidad en los
elementos del segundo período.
Soy capaz de aplicar los conocimientos
adquiridos a la explicación de
fenómenos cotidianos.
Enumera tres estrategias que tomarás para lograr
los aspectos que has marcado como ML y PL.
Elabora un plan de trabajo en una carta Gantt que
considere un mes de duración.
Para elaborar una carta Gantt debes tener claro:
- Tiempo de extensión para abordar las tareas.
- Tareas que derivan de la estrategia propuesta.
- Elaborar una matriz que te permita organizar sus
tareas temporalmente.
61
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Síntesis de la Unidad 1
En el siguiente esquema se presentan los conceptos centrales aprendidos en la Unidad 1. Te invitamos a:
1. Completarlo. Para ello emplea como guía las palabras que se encuentran en el recuadro inferior.
2. Descubrir cuáles son los conectores que completan correctamente el esquema, enumerados del 1 al 9.
3. Definir los conceptos dispuestos en cuadros de color celeste.
4. Explicar la importancia de los conceptos dispuestos en cuadros de color amarillo.
Átomo
Thomson
1
3
2
7
8
Número
atómico
l
5
Neutrones
6
9
10
Grupos
11
Metales
Propiedades
Periódicas
No Metales
m
s
Electrones
Sistema
periódico
Modelo Mecano
Cuántico
n
Positiva
4
Radio Atómico
12
Configuración
Electrónica
Volumen atómico
13
Mínima energía
Electroafinidad
Máxima multiplicidad
Rutherford - Bohr - números cuánticos - exclusión de Pauli - Metaloides Períodos - Radio iónico - Potencial de ionización - electronegatividad número atómico - neutra - protones - negativa.
62
FICHA 1
FECHA:
/
/
NOMBRE:................................................................................
6. El modelo atómico clásico, con sus protones,
1. Respecto al radio atómico es correcto afirmar que
neutrones y electrones, se puede considerar un
a lo largo de un período (de izquierda a derecha)
sistema planetario en miniatura, donde el sol
su valor:
correspondería al núcleo atómico y los planetas
a. Aumenta de izquierda a derecha.
a los electrones de la envoltura. En este modelo
b. Aumenta y luego disminuye, de izquierda
del átomo:
a derecha.
a. La carga positiva está concentrada en la
c. Aumenta de derecha a izquierda.
envoltura.
d. Disminuye de derecha a izquierda.
La carga negativa se concentra en el núcleo.
b.
e. Se mantiene constante.
c. La envoltura es eléctricamente neutra.
tico
energé
más
n
2. Electrón diferencial es el electró
d. Los protones y electrones se ubican en
de un átomo. Entonces, los valores de los
el núcleo.
números cuánticos n y l para el electrón
e. Prácticamente toda su masa se concentra en
diferencial del átomo 13Al son, respectivamente
el núcleo atómico.
a. 2 y 1
7. El símbolo químico Sr representa al elemento
b. 2 y 2
denominado:
c. 3 y 1
a. Sodio.
d. 3 y 0
b. Estroncio.
e. 3 y 2
c. Escandio.
3. Observando la configuración global externa
d. Estaño.
[Ne] 3s1, y considerando que el número atómico
e. Selenio.
del Neón es 10, podría deducir incorrectamente
5
2
8. La configuración electrónica ns np es
para el átomo neutro que:
característica de los elementos llamados:
a. Presenta un electrón de valencia.
a. Halógenos.
b. El elemento se ubica en el grupo 1 de la
b. Alcalinos térreos.
tabla periódica.
c. Alcalinos.
es.
c. Si A=23, el elemento presenta 20 neutron
d. Calcógenos.
11.
a
d. El total de electrones del átomo es igual
e. Gases nobles.
e. El elemento se ubica en el periodo 3 de la
tabla periódica.
9. Respecto a la configuración electrónica de
[Ar]4s1, y considerando que el z del Ar es 18, es
4. La composición química del Universo
correcto que:
principalmente tiene mayor proporción de:
a. Corresponde a un gas noble.
a. Hidrógeno y oxígeno.
b. Tiene todos sus orbitales llenos.
b. Oxígeno y nitrógeno.
c. Posee 19 electrones.
c. Carbono y oxígeno.
d. Posee 4 orbitales llenos.
d. Silicio y hierro.
e. Posee 4 orbitales tipo s con 1 electrón.
e. Hidrógeno y helio.
10. Li+ y Be2+ se diferencian en:
5. De los siguientes elementos, el (o los) que
I. Símbolos químicos.
presenta(n) dos electrones desapareados en su
II. Estado de oxidación.
estado fundamental es (o son):
III. Número de electrones.
I. 6C
a. Sólo I
II. 80
b. Sólo II
III. 4Be
c. Sólo III
a. Sólo I
d. I y II
b. Sólo III
e. I, II y III
c. Sólo I y II
d. Sólo II y III
e. I, II y III
FOTOCOPIABLE
Camino a...
UNIDAD 2
Enlace químico
Introducción
En nuestra vida interviene cotidianamente un gran
número de sustancias químicas. Por ejemplo,
comenzamos nuestra mañana usando jabón, pasta
dental, champú, entre otros; continuamos con una
taza de té, café, leche o jugo, y así sucesivamente. Te
has preguntado alguna vez ¿cómo están constituidas
esas sustancias?
La gran mayoría de las sustancias que a diario
utilizamos no son elementos puros, sino agrupaciones
organizadas de átomos que se unieron para dar origen
a compuestos esenciales como la sal de mesa. ¿cuántas
veces al día ocupamos sal sin detenernos a pensar qué
es lo que en realidad estamos consumiendo?
¿Qué motiva y causa que los átomos se agrupen
dando origen a diversas sustancias? La respuesta
tiene su origen en los enlaces químicos, tema central
de esta Unidad.
Estudiarás en esta Unidad
• Modelos de enlace.
• Estructuras de Lewis.
• Energía de enlace.
• Enlaces iónicos, covalentes y de coordinación.
• Geometría molecular y polaridad.
Al finalizar esta Unidad se espera que aprendas a:
• Relacionar la configuración electrónica con el
• Valorar la utilidad de la Estructura de
tipo de enlace que los átomos forman
predominantemente.
• Comprender que los átomos forman
compuestos iónicos, covalentes o metálicos.
• Aplicar los tres modelos de enlace iónico,
covalente y metálico a casos simples de
interacciones de átomos.
• Relacionar el enlace químico y la estructura
cristalina de un elemento con algunas
propiedades y usos.
• Clasificar en casos simples un enlace iónico,
covalente o metálico, usando como criterio la
ubicación en el sistema periódico de los
elementos que intervienen en el enlace.
Lewis para explicar y predecir su
comportamiento químico.
• Representar correctamente las estructuras
de Lewis de átomos, iones poliatómicos
y moléculas.
• Representar tridimensionalmente la forma
de diferentes moléculas empleando modelos.
• Desarrollar habilidades de investigación,
observación y análisis propios de la
metodología científica.
65
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
TEMA 1
Los átomos se unen
Estudiarás en este tema:
• Modelos de enlace.
• Estructuras de Lewis.
• Enlaces iónicos,
covalentes y de
coordinación.
• Estereoquímica –
geometría molecular.
• Polaridad molecular.
• Energía de enlace.
A nuestro alrededor encontramos un sinnúmero de materiales que se han
formado gracias a la unión entre los átomos. Es así como el estado físico de las
sustancias está determinado por la forma en que se unen los átomos.
Completa el siguiente esquema:
Enlace químico
Iónico
(2)
(4)
(1)
(3)
Dativo
Compuestos
Y para comenzar...
Cuando en un tubo de ensayo agregas un trozo de cinc metálico (Zn) y sobre
él ácido clorhídrico (HCl), observas que se produce un burbujeo y sale humo
blanco por la boca del mismo.
30 p+
35 n
Figura 1. Diagrama atómico
del cinc.
La reacción química que explica el proceso es la siguiente:
2 HCl (ac)
17 p
18 n
1 p+
Figura 2. Diagrama molecular del
ácido clorhídrico.
66
+
Zn (s)
ZnCl2 (ac)
+
H2(g)
Reactivos
Productos
Observa con atención y responde:
1. ¿Qué producto obtenido produce burbujeo y humo blanco?
2. Si observas la reacción del cambio de reactantes en productos, ¿cuál de las
siguientes frases representa mejor el proceso? Justifica tu elección.
a. Los reactivos desaparecen.
b. Se forman nuevos productos de sustancias distintas a las de los reactantes.
c. Se forman nuevos productos con las mismas sustancias presentes en
los reactantes.
3. ¿Cómo explicas que las mismas sustancias (hidrógeno, cloro, cinc) de los
reactivos estén presentes en los productos?
4. ¿Puedes explicar cómo se formó el H2 y el ZnCl2?
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Reacciones químicas. Rompiendo y formando enlaces
CIENCIA EN ACCIÓN
Estudiaremos:
-Reacciones químicas como procesos en los que se rompen y forman enlaces.
Introducción
Como viste en la actividad Y para comenzar…, las reacciones químicas
corresponden al proceso en el cual sustancias iniciales, denominadas
comúnmente reactivos, interactúan entre si dando paso a la formación de
sustancia nuevas y distintas a las iniciales, llamadas productos.
Este proceso es de vital importancia en la química, pues todos los elementos
que conocemos reaccionan entre si una y otra vez hasta alcanzar la estabilidad
deseada, estabilidad que se consigue muchas veces al formar compuestos
químicos que empleamos cotidianamente, como por ejemplo la sal, formada
por sodio (Na) y cloro (Cl).
En esta actividad, comprenderemos uno de los aspectos más importantes de
las reacciones químicas, ¡pon mucha atención!
Paso 1. La observación
El mecanismo general con el que se representan las reacciones químicas es el
que se muestra a continuación. Obsérvalo atentamente y señala, ¿qué
información puedes obtener de él?
A-B + C-D
A-D + C-B
Paso 2. Preguntas de investigación
De acuerdo a tus observaciones, ¿qué hace posible el cambio que se produce?
Habilidades a desarrollar:
- Observación.
- Interpretación.
- Identificación.
Materiales
• Vaso de pp de 100 mL.
• 100 mL de agua
destilada.
• Una bombilla.
• Cinta de pH.
• Hidróxido de sodio
(NaOH).
• Fenolftaleína (HIn).
• Espátula.
• Varilla de agitación.
• Pipeta de 10 mL.
• Probeta de 100 mL.
Paso 3. Formulación de la hipótesis
¿Qué respuesta probable puedes formular para la pregunta de investigación
planteada?
Paso 4. Diseño experimental
Reacción 1. Dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O)
1. En el vaso pp dispongan 150 mL de agua destilada, con la ayuda de
la probeta.
2. Empleando la cinta de pH, registren el pH del agua en vaso. Para ello,
introduzcan una pequeña parte de la cinta de pH en el agua y con la ayuda
de su profesor(a), interpreten el color que observan.
3. Introduzcan la bombilla en el vaso pp y un integrante del grupo comience
a soplar con su boca, provocando burbujeo al interior del agua. Repitan
esta operación por al menos 10 minutos.
4. Vuelvan a registrar el valor del pH con la ayuda de la cinta y de su
profesor(a), para interpretar el color observado.
Reacción 2. Hidróxido de sodio (NaOH) y fenolftaleína (HIn)
1. En el vaso pp dispongan 20 mL de agua destilada.
2. Sobre el agua destilada, agreguen una punta de espátula de hidróxido
de sodio.
67
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
3. Con la ayuda de la varilla de agitación, disuelvan el hidróxido en el agua.
4. Agreguen a la mezcla 20 mL más de agua destilada y homogenicen
empleando la varilla.
5. Sobre la mezcla formada, agreguen 4 gotas de fenolftaleína.
Paso 5. Registro de observaciones
En su cuaderno, registren las observaciones de ambas reacciones químicas.
Pueden elaborar una bitácora para cada una de ellas.
Paso 6. Recopilación y ordenamiento de datos
Sistematicen la información considerando al menos:
a. Reconocer los reactivos.
b. Describir los cambios más relevantes.
c. Caracterizar los productos obtenidos.
Paso 7. Análisis de datos
1. Con la orientación y guía de su profesor(a), completen la representación
simbólica (ecuación química) de los procesos que acaban de realizar:
Reacción 1.
CO2(g) + H2O(l)
___________
Reacción 2.
NaOH(ac) + HIn(ac)
__________ + __________
2. ¿Cómo explican los cambios que observan?
3. Observen las siguientes representaciones de los compuestos que participan
en las reacciones estudiadas.
Reacción 1.
O
II
O=C=O+H–O–HQH–O–C–O–H
+
+
+
+
++
++
++
++
++
++
++
++
++
++
Reacción 2.
++
++
++
++
Na – O – H + H – In Q Na – In + H – O – H
Considerando que las líneas entre los elementos representan “enlaces
químicos”, investiguen:
a. ¿Qué es un enlace químico?
b. ¿Cuál es su importancia en las reacciones?
c. ¿Qué enlaces se forman y se rompen durante la reacciones? Identifiquen
y enumeren en cada caso.
d. Considerando lo aprendido en esta actividad, ¿cómo definirían
reacción química?
68
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Paso 8. Conclusión y comunicación de resultados
Para comunicar los resultados obtenidos y tus conclusiones, diseña un informe
de laboratorio teniendo presente orientaciones como las siguientes:
- El lenguaje a utilizar debe ser elevado, con los recursos léxicos,
morfosintácticos y semánticos disponibles.
- El texto ha de ser estructurado en forma coherente, de modo de transmitir
un mensaje con un discurso formal.
- Cada una de las ideas principales debe ser estructurada en párrafos, según
las indicaciones por página:
Página
Descripción
1
Presentación portada
Margen izquierdo superior: Nombre de tu colegio o liceo / Insignia
Identificación del subsector de aprendizaje
Centro:
Nombre del informe “Laboratorio:
Reacciones químicas”
Margen inferior derecho: Identificación de los integrantes del grupo.
Curso
Nombre profesor(a)
Fecha de entrega
2
Introducción
Presentación del objetivo, las preguntas de investigación, las hipótesis, un
breve resumen de las actividades realizadas y de las posibles conclusiones
que se verificarán a lo largo de la experimentación.
Marco teórico
Presentación de los conceptos investigados que se aplican en el laboratorio y
3 y 4 su relación. En este caso, el enlace químico y la reacción química y
ecuaciones que explican las reacciones químicas estudiadas.
Diseño experimental
5 y 6 Explicitación de las actividades experimentales realizadas.
Resultados y organización de datos
7 y 8 Presentación de los resultados y tablas que los organizan.
9
Análisis de los resultados
Respuesta a las preguntas formuladas en el Paso 7.
10
Conclusiones
Presentación de las conclusiones obtenidas haciendo referencia a:
- La respuesta de las preguntas de investigación y la validez de las
hipótesis planteadas.
- El aprendizaje obtenido gracias a la actividad experimental.
- Evaluación de la actividad en cuanto a errores presentados, distribución de
roles, asignación de tiempos u otros aspectos por considerar.
11
Bibliografía
Indicación de las fuentes bibliográficas utilizadas en el desarrollo de la
experiencia y elaboración del informe. Por ejemplo, si es un libro, sigue el
siguiente orden: Autor (por orden alfabético: apellidos, nombre), título de la obra,
editorial, país, año.
69
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
Paso 9: Evaluar el trabajo realizado
Es fundamental, para actividades posteriores, evaluar el trabajo realizado, así
como el nivel de logro alcanzado respecto a los objetivos propuestos.
Comparte con tu grupo las siguientes preguntas y luego transfórmalas en
indicadores que puedan ser evaluados usando la simbología +, +– y –.
1. ¿Se preocupó cada integrante de leer las habilidades por desarrollar
durante la actividad?
2. ¿Fue cada uno de los integrantes responsable durante el trabajo desarrollado?
3. La actividad propuesta, ¿nos permitió desarrollar la habilidad de investigación?
4. ¿Tuvimos todos una actitud de respeto en la práctica experimental?
5. ¿Pudimos observar las reacciones químicas propuestas y, gracias a ellas,
valorar los enlaces químicos?
6. La actividad propuesta ¿nos permitió desarrollar la habilidad de predecir?
7. La actividad, ¿nos permitió tener una clara idea de lo que son los
enlaces químicos?
8. La actividad propuesta, ¿nos permitió desarrollar la habilidad de observar
y relacionar?
Tomar conciencia del conocimiento y la comprensión sobre las ideas
científicas a través de la indagación implica realizar una serie de
actividades para estudiar el mundo natural y proponer explicaciones de
acuerdo con la evidencia que proviene del trabajo científico. Revisaremos
cuántas de estas acciones estás realizando en tu práctica diaria.
Indicadores
Nunca A veces Siempre
1. Llevo a cabo observaciones sobre los fenómenos
en estudio.
2. Manifiesto curiosidad en mi trabajo cotidiano.
3. Defino preguntas a partir de los conocimientos previos.
4. Reúno evidencias utilizando la información de la Web.
5. Utilizo las investigaciones previas.
6. Planteo posibles explicaciones o hipótesis preliminares.
7. Planifico y llevo a cabo investigaciones sencillas.
8. Recopilo evidencia a partir de la observación.
9. Explico los fenómenos basándome en las evidencias.
10. Añado datos a las explicaciones.
11. Considero otras opiniones científicas.
12. Considero nuevas evidencias.
13. Compruebo las explicaciones existentes del tema.
14. Comunico los resultados de manera científica.
15. Doy a conocer una explicación basada en las evidencias.
Si has respondido en alguno de los indicadores “nunca” o “a veces”, es preciso
que desarrolles o fortalezcas ese indicador con ayuda de tus compañeros y
compañeras o de tu profesor o profesora para ser un estudiante exitoso en la
indagación científica.
70
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Hacia el concepto de
enlace químico
En la Tabla periódica actual existen 118 elementos clasificados, pero si
cuentas las sustancias químicas que existen en el mercado, tales como la sal,
el azúcar, la mayonesa, los jabones, los perfumes, o en la propia naturaleza,
como el agua, la azurita, etc., te darás cuenta de que la cantidad de
sustancias es muy superior a 118. ¿Cómo se explica esto? Simple. Los
elementos reaccionan y se combinan unos con otros, formando nuevas
sustancias a las que llamamos compuestos.
+
Figura 6. Representación de la formación de la sal común a partir del metal de sodio y gas de cloro.
Diversos estudios han demostrado que los elementos en su mayoría son
inestables en su estado fundamental, lo que está avalado por la distribución
de su nube electrónica. De allí la importancia del planteamiento de Kössel y
Lewis, que estudiarás más adelante, que indica que los átomos tienden en
una combinación química a alcanzar en su último nivel de energía la
configuración electrónica de un gas noble. Para ello pierden, ganan o
incluso comparten electrones con otros átomos, alcanzando estabilidad,
señal de la necesidad de formar un enlace químico. Éste se define como la
fuerza que mantiene unidos a los átomos en un compuesto, y se clasifica de
la siguiente manera:
Enlace iónico
Polar
Enlace químico
dativo
Enlace covalente
Apolar
Enlace metálico
Cuando los átomos forman enlaces, solamente lo hacen a través de sus
electrones más externos, aquellos que se ubican en el último nivel de energía
(electrones de valencia), ya sea perdiendo o ganando tantos como pueda
alojar en el último nivel o compartiendo, lo que depende de la
electronegatividad que presenten. Así, por ejemplo, al ser el flúor (F) el
elemento más electronegativo del sistema periódico, su tendencia permanente
será ganar tantos electrones como pueda recibir en su último nivel.
Observemos la configuración electrónica de flúor Z = 9, 1s2 2s2 2p5
Según ésta, podría recibir un electrón en su último nivel, quedando como
1s2 2s2 2p6, la misma configuración que el neón.
En http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=55&l=s
podrás encontrar definiciones de enlace químico y de otros conceptos importantes.
71
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
Símbolos de Lewis
En 1916, los científicos Walter Kössel y Gilbert Newton Lewis, en forma
independiente, establecieron que: “Un átomo en combinación química tiende a
alcanzar en su último nivel de energía la configuración electrónica de un gas
noble, para lo cual puede ceder, ganar o compartir electrones con otro átomo”.
En el mismo año, G. Lewis, además de establecer la base teórica que explica
la conformación de los enlaces, elaboró un sistema de notación para
representar los electrones de valencia de cada átomo.
En la Notación de Lewis, los electrones del último nivel de energía se
representan a través de puntos o cruces alrededor del símbolo químico del
elemento.
Por ejemplo, la configuración electrónica del Oxígeno (O) Z = 8 es: 1s2 2s2 2p4,
nos indica que existen 6 electrones de valencia, lo que en notación de Lewis
se expresa como lo muestra la siguiente figura de formación de la molécula
del oxígeno:
Gilbert Newton Lewis (18751946), físico-químico
estadounidense que estableció la
base teórica que explica la
conformación de los enlaces y
elaboró un sistema de notación
para representar los electrones
de valencia de cada átomo.
x
O O
+
x
x
x
O O
x
x
x
x
x
O=O
x
x
x
Para el litio (Li) Z = 3, la notación de Lewis según su configuración
electrónica 1s2 2s1 será: Li·
La participación de los electrones de valencia en la formación de un
compuesto como la sal está representada en el siguiente esquema:
Na
Cl
Na+
Cl–
Figura 7. Diagrama atómico de la formación de la sal común en forma iónica.
SABÍAS
QUE:
La notación de Lewis cobra
mayor valor cuando se
establece para los
compuestos químicos, pues
a partir de ella se puede
determinar su geometría y
predecir su comportamiento.
Estamos frente a un claro
ejemplo de la importancia
de los enlaces químicos y su
aplicación a la vida
cotidiana.
De acuerdo con lo estudiado en la unidad anterior, cada grupo o familia
presenta una configuración electrónica similar en el último nivel de energía.
Aplicando la notación de Lewis se obtiene la siguiente tabla resumen:
Grupo
1
2
13
14
15
16
17
Notación de Lewis
X
X
X
X
X
X
X
La conclusión del postulado de Lewis y Kössel queda establecida en lo que hoy
se conoce como regla del octeto, que dice: “cuando se forma un enlace químico,
los átomos reciben, ceden o comparten electrones, de modo que el último nivel
de energía de cada átomo contenga ocho electrones, adquiriendo la
configuración electrónica del gas noble más cercano en la Tabla periódica”.
Los átomos de los elementos de tamaño pequeño, tales como el Hidrógeno, el
Litio y el Berilio, cuando establecen enlaces tienden a completar su último nivel
de energía con dos electrones, alcanzando la configuración electrónica del helio,
condición conocida como regla del dueto.
En http://www.100ciaquimica.net/biograf/cientif/L/lewis.htm podrás encontrar
los trabajos realizados por Lewis y sus aportes a la química moderna.
72
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Realiza la siguiente actividad junto a otro estudiante. Luego compara tus
resultados y discútelos con otro grupo de trabajo. Recuerda consultar a tu
profesor o profesora todas las dudas que surjan en el proceso.
1. Completa la siguiente tabla utilizando como fuente de información el
sistema periódico.
Elemento
Número atómico
Electronegatividad
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Predicción.
- Interpretación de datos.
Configuración
global externa
H
Na
Cs
O
Al
Cl
N
Ca
Te
S
2. Observa atentamente los datos y predice:
a. ¿Qué información relevante proporciona la configuración global externa?
b. ¿Qué ión formaría cada uno de los elementos dispuestos, considerando
su gas noble más cercano y su electronegatividad? Justifica tu respuesta
en cada caso.
c. Representa la estructura de Lewis para cada uno de:
c.1. Los átomos neutros listados.
c.2. Los iones que formarían.
d. ¿Qué comportamiento (metálico o no metálico) tienen cada uno de los
elementos listados?
3. Observa atentamente los siguientes compuestos, todos formados por
elementos listados en la tabla:
• H2O
• Na2O
• Al2O3
• HCl
• CsCl
• Na2Te
• HS–
• NH4+
Respecto a ellos:
a. Considerando la información que has reunido para cada elemento y el
análisis del comportamiento de cada uno, ¿cómo explicarías su formación?
b. A partir de su análisis, determina la estructura de Lewis para cada uno de
los compuestos.
73
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
El enlace químico
El enlace químico se forma cuando dos o más átomos comparten pares de
electrones. Sin embargo, el tipo de enlace que forme dependerá de las
propiedades químicas que tenga cada una de las especies participantes.
Enlace iónico o electrovalente
MÁS QUE QUÍMICA
Se tienen registros y
evidencias históricas, tales
como vajillas para
evaporar agua y obtener
sal, que indican que el
hombre comenzó a
emplear el cloruro de
sodio hace 4700 años,
principalmente por
necesidad fisiológica.
SABÍAS
QUE:
Dado el comportamiento
de la electronegatividad
en la Tabla periódica y la
ubicación de los metales
y no metales, se establece
que, en general, el enlace
iónico se produce entre
un metal que cede
electrones y un no metal
que gana electrones.
Este enlace se forma cuando los átomos participantes presentan una
apreciable diferencia de electronegatividad (6 EN), igual o mayor a 1,7,
produciéndose la transferencia de uno o varios electrones desde el átomo de
menor al que posee mayor electronegatividad. Debido a ello, uno de los
átomos pierde electrones, formando un catión, y el otro gana electrones,
formando un anión, estableciéndose una fuerza electrostática que los enlaza y
da origen a los compuestos iónicos.
El ejemplo más común y cotidiano que podemos encontrar respecto a la
formación del enlace iónico y, en consecuencia, de un compuesto iónico es
el cloruro de sodio o sal de mesa.
Ejemplo 1: Unión del sodio y con el cloro.
1. El sodio (Na) presenta la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s1 y una
electronegatividad de 0,9.
2. El cloro (Cl) tiene una configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y una
electronegatividad de 3,0.
Si ambos átomos se “unen”, observaríamos el siguiente comportamiento:
1. El sodio tiene como gas noble más cercano al neón, mientras que el cloro
tiene al argón; por lo tanto, al sodio (Na) le “conviene”perder un electrón
y al cloro (Cl) “ganarlo”.
2. La electronegatividad de los átomos (Na 0,9 y Cl 3,0) nos indican que el
Cl tiene una tendencia mayor que el Na para ganar electrones.
3. En síntesis, el Na cederá un electrón y el Cl lo recibirá, tal como lo
muestran las siguientes figuras.
Figura 8. El sodio cede su electrón de valencia al cloro.
Figura 9. El sodio se convierte en el catión Na+ y el cloro en el anión Cl–.
En http://www.visionlearning.com/library/ podrás encontrar una
simulación de la reacción del sodio y la formación del cloruro de sodio (sal de
mesa común).
74
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Según notación de Lewis podría expresarse como:
Na Cl
+
+
Na
Catión
[ Cl ]
–
Anión
Figura 10. Simbología de Lewis de la formación del compuesto iónico de cloruro de sodio.
Ejemplo 2: Unión del Ca con el Cl.
1. La configuración electrónica del Ca es [Ar] 4s2, su gas noble más cercano
es el Ar Z = 18 y su E.N. 1,0; por lo tanto, en notación de Lewis el calcio
se presenta como:
Ca
Figura 11. Simbología de Lewis del calcio.
2. El cloro (Cl) tiene una configuración electrónica [Ne]3s2 3p5, su gas noble
más cercano el Ar Z = 18 y una E.N. 3,0.
Cl
MÁS QUE QUÍMICA
El cloruro de calcio (CaCl2)
es un compuesto químico
de amplio uso industrial.
Por ejemplo, en la minería
se emplea en el control de
polvos y estabilización de
vías; en la agricultura,
como fertilizante; en la
construcción, como
acelerador de secado del
concreto, y en la
refrigeración, como
estabilizante de bajas
temperaturas.
Figura 12. Simbología de Lewis del cloro (CaCl2).
3. La diferencia de E.N. será: 6EN = E Cl – ECa = 3,0 – 1,0 = 2,0 (mayor a
1,7), por lo tanto existe un enlace iónico.
Podemos establecer entonces que el elemento de mayor E.N., en este caso
el Cl, ganará los electrones suficientes para completar su último nivel de
energía, y el de menor E.N. (Ca) perderá los electrones necesarios para
igualar la configuración electrónica de su gas noble más cercano.
En síntesis, el cloro debe ganar 1 electrón, convirtiéndose en el anión Cl–,
y el calcio cede 2, quedando como el catión Ca2+. Se presenta entonces un
problema de proporciones que se soluciona de la siguiente manera: El Ca
deberá unirse a dos átomos de cloro, así cada uno recibirá uno de sus
electrones, lo que se representa como lo indica la siguiente ecuación:
Ca 2 Cl
+
[ Cl ] – Ca2+ [ Cl ] –
Figura 13. Simbología de Lewis de la formación del cloruro de calcio.
Compuestos iónicos
Debido a la fuerza electrostática que se establece entre los iones formados
en un enlace iónico, sus compuestos se caracterizan por:
a. Ser sólidos a temperatura ambiente.
b. Presentar altos puntos de evaporación y fusión.
c. Ser buenos conductores eléctricos cuando están fundidos o disueltos en
agua (en disolución acuosa).
d. Romperse con facilidad en estado sólido.
e. Ser malos conductores de calor.
f. Disolverse en agua fácilmente a temperatura ambiente.
g. Formar estructuras tridimensionales (redes cristalinas)en estado sólido.
75
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
Un ejemplo de red cristalina es la siguiente:
Cl–
SABÍAS
QUE:
En un compuesto iónico,
la electrovalencia de un
átomo se define como el
número de electrones
ganados o cedidos por
ese átomo durante la
formación del enlace.
Na+
Figura 14. Modelo de puntos del cristal de NaCl.
Algunos ejemplos de compuestos iónicos son: el fluoruro de sodio de la pasta
dental, el yoduro de potasio de la sal común y el fosfato de calcio, que se
encuentra en los dientes, huesos, cáscara de huevos y fertilizantes, entre otros.
Figura 15. El fluoruro de sodio (NaF) es un compuesto presente en partes por millón (ppm)
en los dentífricos comunes. Su presencia ayuda a prevenir las carias y enducere el esmalte
dental. En la cáscara de los huevos se encuentra el fosfato de calcio, compuesto iónico que
hace a la estructura más resistente a los golpes.
Enlace covalente
MÁS QUE QUÍMICA
Uno de los componentes
principales del jugo
gástrico es el ácido
clorhídrico (HCl),
compuesto químico de
alto poder abrasivo que es
secretado por las células
gástricas parietales.
Es aquel que se forma cuando los átomos participantes tienen
electronegatividades similares o iguales, produciendo una diferencia que
puede ser igual o superior a cero y menor a 1,7. Así, a diferencia del enlace
iónico, no se forman iones, puesto que los electrones no se transfieren de
un átomo a otro; por el contrario, se comparten.
Por ejemplo, el enlace del ácido clorhídrico (HCl) compuesto presente en el
jugo gástrico:
1. El hidrógeno (H) presenta la configuración electrónica 1s1 y una
electronegatividad 2,1.
2. El cloro (Cl) posee una configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y una
electronegatividad 3,0.
Si ambos átomos se “unen”, observaríamos el siguiente comportamiento: el
hidrógeno tiene como gas noble más cercano al helio, el cloro al argón; por
lo tanto, ambos átomos “desean”tener un electrón más para asemejarse a su
gas noble más cercano.
b+
H
Cl
b–
Figura 16. Distribución de los electrones en forma de nube en el HCl.
76
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Los electrones compartidos forman un enlace que se representa con líneas
rectas de la siguiente forma:
H– Cl
La mínima diferencia de electronegatividad (6EN = 3,0 – 2,1 = 0,9) indica que
el electrón del átomo de H se une a uno de los electrones del último nivel de
energía del Cl y viceversa, cumpliendo cada átomo con la regla del dueto y
octeto, respectivamente, para alcanzar la anhelada estabilidad química.
El enlace covalente se clasifica como polar y apolar atendiendo a la diferencia
de electronegatividad entre los átomos participantes.
Además, considerando la cantidad de electrones compartidos se pueden
catalogar como:
Clasificación
Característica
Ejemplo
Simple o sencillo
o saturado.
Se comparte un par de
electrones.
Agua (H2O).
H O H
H–O–H
Doble.
Se comparten cuatro
electrones (dos pares).
Dióxido de carbono
(CO2).
O C O
O=C=O
Triple.
Los electrones compartidos Nitrógeno (N ).
2
son seis (tres pares).
SABÍAS
QUE:
La energía de enlaces se
define como la energía
necesaria para romper un
enlace y producir la
disociación de una
especie molecular. Por
ejemplo:
2HCl
H2 + Cl2
N N
N=N
Enlace covalente polar
Corresponde al tipo de enlace covalente que se forma cuando la diferencia
de electronegatividad (6EN) es distinta de cero, pero inferior a 1,7, dando
origen a compuestos covalentes conocidos como moléculas diatómicas
covalentes, por ejemplo el HCl, y moléculas poliatómicas que se forman
por la unión de tres o más átomos, siendo el átomo central generalmente
menos electronegativo, por ejemplo, el amoniaco (NH3).
Un tipo de enlace covalente polar es:
Enlace covalente coordinado o dativo
Este tipo de enlace se produce cuando sólo uno de los átomos participantes
aporta electrones, siendo siempre de naturaleza polar. Por ejemplo el H2SO4
y HNO3.
Enlace covalente apolar
Tipo de enlace covalente que se forma por la unión de átomos con la misma
electronegatividad siendo su diferencia (6EN) igual a cero. Este tipo de
enlace da origen generalmente a moléculas homoatómicas por ejemplo:
H 2, N 2, O 2.
Compuestos covalentes
Los compuestos covalentes se clasifican como: sustancias moleculares y
sustancias reticulares.
En http://web.visionlearning.com/custom/chemistry/animations/CHE1.7-anH2Obond.shtml puedes encontrar una simulación gráfica del enlace de
átomos de hidrógeno y del agua.
77
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
SABÍAS
QUE:
El alcohol etílico o etanol,
además de usarse con
fines de bebidas
alcohólicas, es
ampliamente utilizado en
el sector farmacéutico
como principio activo de
algunos medicamentos y
cosméticos, así como
desinfectante de la piel
cuando está
desnaturalizado.
Las sustancias moleculares están formadas por moléculas individuales
unidas entre sí, que, dependiendo de su masa molecular y de la densidad de
las fuerzas intermoleculares, se pueden presentar como sólido, líquido y
gaseoso, caracterizándose por:
a. Tener puntos de fusión y ebullición bajos.
b. Ser malas conductoras de electricidad y calor.
c. Ser solubles en agua cuando son polares y prácticamente insolubles
cuando son apolares.
d. Ser blandas.
e. Presentar una baja resistencia mecánica.
Algunos ejemplos de sustancias moleculares son: el oxígeno, el dióxido de
carbono, el agua, el azúcar y el alcohol etílico.
A.
B.
C.
Figura 17. Sustancias molecurales de uso común como A. azúcar, B. agua y C. alcohol etílico.
Las sustancias reticulares, en cambio, están formadas por un número
indefinido de átomos iguales o diferentes unidos por enlace covalente. No se
puede hablar de moléculas, sino de red o cristal covalente, y la estructura de
la red consiste en un número muy grande de núcleos y electrones
conectados entre sí, mediante una compleja cadena de enlaces covalentes
que se caracterizan por:
a. Presentarse sólo en estado sólido.
b. Tener puntos de fusión y ebullición muy altos.
c. Ser muy duros.
d. Ser insolubles en cualquier tipo de sustancia.
e. No conducir la electricidad.
Algunos ejemplos de este tipo de sustancias son: el diamante, el grafito, el cuarzo.
A.
B.
C.
Figura 18. Sustancias reticulares de uso común como A. trozo de diamante, B. grafito y C. cuarzo.
Los cristales covalentes presentan distintas formas de un mismo elemento
denominadas alótropos. Por ejemplo, el grafito y el diamante están
constituidos por átomos de carbono, pero su distribución espacial es
distinta, formado por sustancias diferentes.
En http://w3.cnice.mec.es/eos/MaterialesEducativos/mem/moleculares/programa/
html/actividad02.htm desarrolla la actividad propuesta y clasifica las sustancias.
78
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
1. Calcula la diferencia de electronegatividad del amoniaco (NH3) y determina
el tipo de enlace que presenta.
2. De acuerdo con la ubicación en la Tabla periódica, predice si la pareja de
elementos químicos forma un enlace iónico, covalente polar, covalente
apolar o metálico.
a. K – F
b. H – H
c. Al – Al
d. S – O
3. Lee atentamente el siguiente texto.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Resolución de problemas.
- Interpretación de
resultados.
- Investigación.
- Predicción.
“Algunos elementos existen en más de una forma en el mismo estado físico,
denominadas formas alotrópicas. Una de las más conocidas corresponde al
diamante y al grafito. El diamante es una red rígida tridimensional tetraédrica,
en cambio, el grafito tiene una estructura en capas de dos dimensiones. Esta
-aparentemente- simple diferencia les confiere una serie de propiedades
distintas y particulares, haciendo del primero una de las sustancias más duras
que se conocen y una piedra preciosa de gran valor. El grafito, en tanto, puede
por ejemplo emplearse en lubricantes o en minas de grafito, aquellas que se
emplean para escribir. ¡Sorprende!, ¿no?”
a. Según la información entregada, ¿a qué tipo de sustancia (moleculares o
reticulares) corresponde el grafito y el diamante?
b. ¿Cuál es la diferencia estructural entre estos alótropos que les confiere
propiedades tan distintas?
4 ¿Qué es la resistencia mecánica de las sustancias moleculares?
5. ¿Qué es una aleación?
Aprender ciencia es sinónimo de interpretar los fenómenos
cotidianos para intentar dar una explicación mediante un lenguaje
oral y escrito, usando modelos que deben ser entendidos por todos.
Hablar científicamente implica realizar muchos procedimientos. ¿Cuál
de ellos has utilizado y con qué regularidad?
Algunos procedimientos
Siempre A veces Nunca
1. Descubrir fenómenos relacionados con el enlace químico.
2. Cuestionarse la unión de los átomos.
3. Suponer que los átomos se unen formando compuestos.
4. Inferir que en el enlace covalente se comparten electrones.
5. Deducir que el enlace iónico se forma por sustancias
cristalinas.
6. Contradecir que las sustancias moleculares son insolubles.
7. Considerar que el ordenamiento de los átomos da
resistencia mecánica
8. Comparar el enlace iónico con el enlace covalente.
9. Clasificar las sustancias según su enlace químico.
10. Interpretar los valores de la diferencia de electronegatividad.
11. Divulgar lo aprendido sobre el enlace químico.
12. Demostrar que la diferencia de electronegatividad es un
indicador del Porcentaje iónico.
79
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
Enlace metálico
Este tipo de enlace se presenta en los metales, que forman agregados en los
que no se encuentran átomos, sino iones positivos en posiciones fijas y
próximas. ¿Cómo es posible que iones positivos no produzcan repulsión?
Esto se debe a que los electrones de valencia se encargan de contrarrestar
las repulsiones electrostáticas al actuar como una nube negativa que se
desplaza a través de todo el sólido metálico.
A.
C.
B.
MÁS QUE QUÍMICA
El nombre del oro (Au)
viene del latín aurum que
significa amanecer
brillante. Gracias al
trabajo científico, se ha
podido extraer oro puro
desde los yacimientos
para transformase en uno
de los metales más
preciados a nivel mundial
por sus múltiples
aplicaciones. Es así como
el 75% de la producción
mundial de este metal se
consume en joyería, el
15% en aplicaciones
industriales,
especialmente en
electrónica, y el 10%
restante en medicina y
odontología.
Figura 19. (A) trozo de oro, (B) aluminio y (C) titanio.
Se ha observado que a medida que aumenta la carga nuclear del elemento
metálico, su enlace se hace más fuerte y la distancia entre los iones, menor,
lo que explica el aumento de la densidad y dureza del metal. Asimismo, la
existencia de la nube electrónica “móvil”formada por los electrones de
valencia explica la alta conductividad eléctrica y de calor de los metales.
Este tipo de enlace se representa mediante esferas positivas que forman una
red metálica.
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Figura 20. Esquema de una red metálica.
Algunas de las características de los elementos metálicos son producidas
por la naturaleza del enlace metálico:
1. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio.
2. Los puntos de fusión y ebullición varían notablemente entre los metales.
Esto quiere decir que existen diferencias entre las fuerzas de atracción de
la nube electrónica móvil de los distintos metales.
3. La conductividad térmica y la conductividad eléctrica son muy elevadas, y
se explica por la enorme movilidad de sus electrones de valencia. Por esta
razón, se usan para hacer ollas, para calentar el agua y como dispositivos
para conducir la corriente eléctrica, principalmente el alambre de cobre.
4. Presentan brillo metálico, es decir, reflejan la luz.
5. Son dúctiles, es decir, que pueden ser estirados como alambres.
6. Son maleables, es decir, se pueden hacer láminas con ellos debido a la
enorme movilidad de los electrones de valencia. Esto hace que los
cationes metálicos puedan moverse sin producir una rotura.
7. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.
Esta propiedad es utilizada en las celdas fotovoltaicas para producir
corriente eléctrica.
8. Tienden a perder electrones de sus últimas capas cuando reciben cuantos
de luz (fotones), fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico.
En el sitio http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_
materia/curso/materiales/enlaces/metalico.htm podrás encontrar una
simulación del enlace metálico.
80
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
¡Anímate! Desarrolla en tu cuaderno la siguiente actividad en forma
individual, Luego revísala con tu profesor o profesora.
I. Verdadero o Falso: indica si las afirmaciones son falsas o verdaderas.
Justifica las falsas.
1. _____ Los electrones que intervienen en un enlace químico son los que
se encuentran en los niveles de energía más cercanos al núcleo.
2. _____ Los electrones de valencia en la simbología de Lewis son
representados por cruces o puntos.
3. _____ La regla del octeto indica que los átomos en un enlace químico
sólo ceden electrones del último nivel de energía hasta adquirir
8 electrones, es decir, la configuración electrónica del gas noble
más cercano.
4. _____ El litio, cuando se estabiliza y alcanza la configuración de gas
noble, cumple con la regla del dueto.
5. _____ Los compuestos iónicos disueltos en agua se caracterizan por ser
buenos conductores eléctricos.
6. _____ Los enlaces covalentes se clasifican como: simple, doble o
triple, atendiendo a la diferencia de electronegatividad de los
átomos participantes.
7. _____ En un enlace covalente triple se comparten tres pares
electrónicos.
8. _____ Las moléculas poliatómicas están formadas por la unión de tres
o más átomos distintos.
9. _____ Los enlaces covalentes coordinados se caracterizan por
presentar 6EN igual a cero.
10. _____ Sólo las sustancias reticulares forman redes cristalinas.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Comparación.
- Aplicación.
- Predicción.
II. Cuestionario.
Según la información disponible en las páginas anteriores, responde las
siguientes preguntas:
1. ¿Qué es un enlace químico?
2. ¿Cómo se forma un enlace químico?
3. Pensando en la vida cotidiana, ¿cuál es la importancia del
enlace químico?
4. ¿Qué procedimientos debes ejecutar y qué datos debes tener para
determinar el tipo de enlace que tendrá un compuesto?
5. ¿Qué relación se establece entre el tipo de enlace y las propiedades de
un compuesto?
6. Según tu experiencia cotidiana, por ejemplo con cables de cobre,
láminas de hierro y otros metales, ¿cuál es la importancia de los enlaces
metálicos en la vida diaria? Menciona al menos 3 ejemplos.
7. ¿Qué relación puede establecer entre los elementos metálicos (que
presentan enlaces metálicos) con el efecto fotoeléctrico?
81
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
III. Mi proceso de aprendizaje.
Es importante evaluar el nivel de logro que has alcanzado respecto a los
aprendizajes esperados. Recuerda utilizar la siguiente simbología:
Logrado (L): Has logrado plenamente.
Medianamente Logrado (ML): Has logrado parcialmente el aprendizaje,
aún falta trabajar algunos aspectos.
Por Lograr (PL): Aún no logras el aprendizaje, debes seguir trabajando
para hacerlo.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Aspecto por evaluar
Reconozco los electrones de valencia como actores
primordiales en la formación de los enlaces químicos.
Entiendo que el enlace químico permite explicar y relacionar
la estructura con la propiedades de las diferentes sustancias
y materiales.
Comprendo que los átomos pueden formar compuestos
iónicos, covalentes o metálicos.
He logrado desarrollar o practicar habilidades científicas como
la observación, la predicción, el cálculo, establecer relaciones
y comprender por medio de las actividades propuestas.
Distingo las diferencias fundamentales entre los compuestos
moleculares, reticulares y iónicos.
Puedo identificar el tipo de enlace que presenta un compuesto
y precisar algunas de sus características más importantes.
Diferencio entre compuestos químicos iónicos, covalentes
y metálicos.
He sido respetuoso(a) del trabajo de mis compañeros durante los
trabajos en equipo y también en la rutina diaria de cada clase.
L
ML
PL
1. Observa los aprendizajes que has marcado como Logrados (L). ¿A qué
factores asocias el éxito obtenido con esos aprendizajes?
2. ¿A qué atribuyes que algunos de tus aprendizajes hayan sido
medianamente logrados o no logrados?
3. Enumera en la siguiente tabla los aprendizajes que has marcado como
Medianamente Logrado (ML) y Por Lograr (PL) y complétala.
Aprendizajes
identificados
82
Nombra el contenido
que se relaciona con el
aprendizaje que aún no te
queda muy claro
Nombra el contenido que
se relaciona con el
aprendizaje que tienes
medianamente claro
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Estereoquímica - Geometría
molecular
La formación de enlaces como se estudió con anterioridad, da origen a
compuestos de diversas características, cada uno de los cuales tiene asociada
una geometría molecular, es decir, una distribución espacial específica de cada
uno de los átomos que lo conforman.
La estructura y la forma de las moléculas tienen un rol fundamental en los
procesos químicos y biológicos, por eso los científicos han realizado grandes
esfuerzos para obtener con exactitud, a través de diversos instrumentos, la
geometría molecular. No obstante, existen métodos teóricos que permiten
obtener una aproximación a dicha estructura.
En 1957, R. J. Gilliespie y R. Nyholm desarrollaron un modelo basado en
criterios electrostáticos para predecir la geometría de moléculas, denominado
de repulsión de pares de electrones de valencia (RPEV), cuya idea central
es que los electrones de valencia en torno a un átomo tienden a ubicarse en
las posiciones que minimizan la repulsión electrostática entre ellos.
El modelo RPEV considera para el diseño de la geometría molecular el
siguiente esquema: A Xn Em, donde:
A : Corresponde al átomo central.
X : Ligandos unidos al átomo central.
n : Número de ligandos unidos al átomo central A.
E : Pares de electrones libres o solitarios en torno al átomo central.
Entendidos estos como los electrones que quedan en torno al átomo en
las estructuras de Lewis y que no forman enlaces.
m : Número de pares de electrones libres.
Este modelo predice seis geometrías moleculares distintas que estudiarás
a continuación:
1. Geometría lineal: presenta dos pares electrónicos de la forma AX2 y
forma un ángulo de enlace de 180º, como indica la Figura 21.
Un ejemplo es el dióxido de carbono CO2. O = C = O
180º
C
O
O
Figura 21. Modelo tridimensional y estructura de Lewis del dióxido de carbono.
2. Geometría trigonal plana o triangular: presenta tres pares electrónicos
de la forma AX3, formando enlaces de 120º, como muestra la Figura 22.
F
120º
B
F
F
Figura 22. Modelo tridimensional y estructura de Lewis de trifluoruro de boro.
83
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
3. Geometría angular: presenta la forma AX2E, puesto que uno de los tres
pares electrónicos se encuentra libre en el átomo central, formando una
geometría angular con ángulos inferiores a los 120º, como muestra la
Figura 23.
N
O
O
Figura 23. Modelo tridimensional y estructura de Lewis del ion nitrilo.
4. Geometría tetraédrica: presenta cuatro pares de electrones de la forma
AX4, formando ángulos de 109,5º, como muestra la Figura 24. Por
ejemplo, el metano CH4.
H
C
H
H
H
Figura 24. Modelo tridimensional y estructura de Lewis del metano.
5. Geometría piramidal o piramidal trigonal: presenta cuatro pares de
electrones, pero uno solitario (AX3E), formando ángulos menores a 109º,
como muestra la Figura 25.
N
H
H
H
Figura 25. Modelo tridimensional y estructura de Lewis del amoniaco.
6. Geometría angular: derivada del tetraedro, esta estructura presenta
cuatro pares electrónicos, de los cuales dos son solitarios, AX2E2,
formando ángulos menores a los 109º, como indica la Figura 26.
O
H
H
Figura 26. Modelo tridimensional y estructura de Lewis de la molécula de agua.
84
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Para determinar correctamente la geometría de una molécula es preciso, en
primera instancia, establecer la estructura de Lewis. Para ello considera las
siguientes recomendaciones:
1. Establecer esqueletos estructurales simétricos con los átomos que nos
indique la fórmula.
2. El átomo central del esqueleto será el menos electronegativo cuando sea posible.
3. El hidrógeno nunca será un átomo central, pues dispone de un sólo
electrón para enlazar.
4. Cuando en la fórmula del compuesto inorgánico existen Hidrógeno y
Oxígeno, tienden a formar enlaces H – O.
5. Debes evitar el enlace O – O, a no ser que se especifique que se trata de
un peróxido, compuesto en el que sí se presenta este tipo de enlaces.
6. El Oxígeno puede presentar dos enlaces simples, un enlace doble o un
enlace covalente coordinado.
7. Los elementos del grupo 14 (IVA), que tienen cuatro electrones de valencia
formarán cuatro enlaces simples, dos enlaces dobles o un enlace simple y
uno triple.
8. Los elementos del grupo 15 (VA), presentan cinco electrones de valencia, por
eso pueden formar tres enlaces simples: uno doble y uno simple a la vez o uno
triple. Con el par electrónico libre pueden formar enlace dativo.
9. Los elementos del grupo 17 (VIIA) forman sólo enlaces covalentes
normales, pues todos tienen siete electrones de valencia. Si forman otro
tipo de enlace, será dativo.
Por ejemplo: Determinemos la geometría molecular del SO2.
1º El Azufre (S) presenta seis electrones de valencia, al igual que el oxígeno (O).
2º Las electronegatividades del S y del O son 2,5 y 3,5, respectivamente.
3º Un esquema simétrico simple sería: O – S – O.
4º Puedes observar que existe entonces un átomo central (S), dos ligandos (O)
y que el átomo central presenta tres pares electrónicos y sólo dos podrán
ser utilizados. En síntesis: AX2E; por lo tanto, su geometría es trigonal
angular, como indica la figura 27.
MÁS QUE QUÍMICA
Cuando la proteína
presente en la clara del
huevo cambia de incolora
a blanco significa que se
ha modificado su
estructura, por ejemplo, al
someter a altas
temperaturas al huevo.
No obstante, puede
ocurrir por la acción de
otros agentes químicos,
como el alcohol
desnaturalizado.
Hazlo y compruébalo. En
un vaso de vidrio deposita
un huevo crudo sin
cáscara y luego agrega
alcohol hasta cubrirlo. Al
desarrollar este simple
experimento estarás
aplicando la habilidad de
la observación.
S
O
S
O
O
O
Figura 27. Estructura de Lewis y modelo tridimensional del dióxido de azufre.
En resumen, la geometría molecular se puede representar como:
Pares
Electrones
electrónicos libres
Geometría
Valor Hibridación
Figura
angular o tipo RPEV representativa
2
0
Lineal
180º
sp o AX2
–A–
3
0
Trigonal plana
120º
sp 2 o AX3
2
2
Angular
<120º
sp 2 o AX2E
A
..
A
4
0
Tetraédrica
109,5º
sp 3 o AX4
3
2
Piramidal
<109º
sp 3 o AX3E
2
4
Angular
104,5º sp 3 o AX E
2 2
A
..
A
..
.A.
85
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Investigación.
- Aplicación conceptual.
- Elaboración de modelos.
Materiales
• Dos cajas de plasticina.
• Dos cajas de fósforos.
• Cuaderno.
• Lápices.
Desarrolla la siguiente actividad en equipos de cuatro integrantes como máximo.
1. Para cada uno de los siguientes compuestos, algunos de ellos analizados
teóricamente en la actividad de la página 73 de este texto, construye su
estructura tridimensional aplicando el modelo RPEV.
a. H2O
b. Na2O
c. PH3
d. CO2
e. CCl4
f. Na2Te
2. Compara las estructuras obtenidas con otro equipo de trabajo y comenten:
a. ¿Qué criterios guiaron la construcción de las estructuras?
b. ¿Cuál de ellas fue la más compleja y cuál la más fácil de identificar?
¿Por qué?
c. Si existen diferencias en alguna de las estructuras confeccionadas,
¿cuáles son? Deduzcan cuál de las estructuras es la correcta.
Expliquen brevemente.
3. Discutan y respondan entre ambos grupos.
a. ¿Qué tipo de enlace presenta cada molécula?
b. Lean atentamente la información proporcionada en las páginas 87 y 88
del texto. Según dicha información, ¿cuál es la polaridad molecular de
cada uno de los compuestos?
c. En sus cuadernos, elaboren los dibujos que explican la polaridad de
cada compuesto -según corresponda-, identificando claramente carga
parcialmente iónica positiva y negativa.
4. El amoniaco NH3, es un gas, que presenta geometría piramidal e
hibridación sp3, siendo una molécula muy utilizada en la industria química.
Investiga cuales son los usos del amoniaco, a nivel industrial y doméstico.
Molécula de Amoniaco.
86
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Polaridad molecular
Como estudiamos en la definición de los enlaces covalentes, estos pueden
ser polares o apolares, dependiendo de la diferencia de electronegatividad
que se produzca entre los átomos participantes.
Para establecer la polaridad de las moléculas diatómicas que presentan dos
átomos iguales o distintos basta con determinar la diferencia de
electronegatividad, lo que indicará si son polares o no polares. En las
moléculas no polares la nube electrónica se encuentra simétricamente
distribuida entre los átomos participantes.
Ejemplo 1: El F2 presenta una 6EN = 0, siendo su estructura:
F
F
Figura 28. Nube electrónica de la
molécula de flúor.
Ejemplo 2: El HCl presenta una 6EN= 0,9. Al existir una diferencia de
electronegatividad, la nube electrónica se desplaza levemente hacia el
elemento más electronegativo, en este caso el Cl. Así, la molécula siendo
neutra se comporta como un dipolo eléctrico, es decir, el átomo menos
electronegativo presenta una carga parcialmente iónica (b+) y el más
electronegativo (b–), lo que se representa en la Figura 29:
Desplazamiento de
la nube electrónica.
b+
H
Cl
b–
Figura 29. Nube electrónica de la
molécula de cloruro de hidrógeno.
Para determinar la polaridad de las moléculas poliatómicas de tres o más
átomos, además de conocer las electronegatividades es necesario establecer la
geometría molecular para definir la distribución de la nube electrónica.
En la estructura molecular se recomienda reemplazar los enlaces por vectores,
cuya dirección sea desde el menos electronegativo al más electronegativo de los
átomos enlazados y su magnitud sea una aproximación referencial a la diferencia
de electronegatividades, tal como lo muestran los siguientes ejemplos.
3,0
–
N b
b–
Cl
b+
Be
b–
Cl
3,0
1,5
3,0
b+
Hb
H
+
H
b+ 2,1
Figura 30. Comportamientos electrónicos del BeCl2 y NH3.
En http://organica.fcien.edu.uy/tema2.pdf puedes encontrar más información
sobre polaridad molecular.
87
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
Q U E :
Las interacciones
moleculares son
responsables de algunas
propiedades de las
sustancias, entre ellas,
punto de ebullición, de
fusión, estado de
agregación y solubilidad.
Por ejemplo, el agua y el
aceite “no se mezclan”o
mejor dicho, una no se
disuelve en la otra. Este
hecho se explica por la
polaridad de cada una de
ellas. El agua es polar
(oxígeno con carga negativa
e hidrógeno con carga
positiva), en cambio el
aceite no lo es, razón por la
cual no se “sienten atraídas
entre sí”.
Por ende, el agua será
“solvente universal”,
siempre y cuando, la
especie que se disuelva en
ella sea una molécula polar.
Vector electrónico
180º
6EN 1,5
6EN 1,5
BeCl2
NH3
0,9
0,9
0,9
Figura 31. Representación de enlaces por vectores.
En el caso del BeCl2, la suma de los vectores, vector resultante que refleja el
momento dipolar (μ), es igual a cero (μ = 0); por lo tanto, la molécula es
no polar.
Para el NH3 la suma vectorial es distinta de cero, es decir, el momento
dipolar μ & 0, lo cual indica que es una molécula polar.
Energía de enlace
Se define como la energía necesaria para romper el enlace específico en la
molécula, como muestra el siguiente gráfico.
A+B
Energía
S A B Í A S
Puedes observar en el BeCl2 que los electrones se desplazan desde el Be
hacia el Cl (del menos electronegativo al más electronegativo), siendo
6EN = 1,5 en ambos enlaces. En el NH3, los electrones viajan desde los
H hacia el N, y la 6EN = 0,9 en cada uno de los casos. Reemplazando los
enlaces por vectores, obtenemos lo siguiente:
Estado inicial
Átomos separados en
estado gaseoso
Energía del enlace A-B
A-B
Estado final
Átomos unidos en
estado gaseoso
Figura 32. Representación de la energía de enlace.
Mientras mayor sea la energía de enlace, mayor será la atracción que se
establecerá entre las moléculas. Aquellas con enlaces iónicos y covalentes
polares presentan las energías de enlaces más altas, mientras que las más bajas
serán las moléculas de los enlaces covalentes apolares y puentes de hidrógeno.
Por ejemplo, si analizamos el NaCl, compuesto químico de uso común, muy
estable, que funde a 800 °C. Esta tremenda estabilidad tiene que ver con la
atracción de cargas (+) y (–) que forman lo que conocemos como enlace
KJ
iónico. La energía de interacción iónica es aproximadamente –504 mol ,
donde el signo (–) indica que la fuerza es atractiva. Así, el par-iónico posee
una energía más baja que la de los iones separados.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Comprensión.
- Aplicación.
- Predicción.
88
Determina la polaridad de las moléculas que se indican a continuación.
e. Na2O
g. BF3
i. HNO2
a. HCl
c. O3
b. BeCl2
d. CCl4
f. KOH
h. PH3
j. SO3
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Interacciones moleculares
Hasta aquí hemos estudiado la formación de moléculas a partir de dos o más
átomos que aportan sus respectivas propiedades químicas, dándole a la
molécula un conjunto de propiedades específicas. Pero, a decir verdad, nuestra
interacción cotidiana no se produce con una molécula, sino con un conjunto
de ellas. Por ejemplo, en un vaso de agua no existe una molécula, sino
millones que se encuentran enlazadas entre sí gracias a fuerzas de atracción
que dan origen a los enlaces intermoleculares o interacciones moleculares
clasificadas como:
1. Atracción dipolo – dipolo: estas fuerzas de atracción se producen entre dos
o más moléculas polares, estableciéndose asociación entre el extremo positivo
de una molécula con el extremo negativo de otra, como lo indica la Figura 33.
b–
b+
b–
b+
Figura 33. Representación de la nube electrónica entre dipolos.
2. Atracción ion–dipolo: interacción de una molécula polar con un ion de
comportamiento positivo o negativo, como lo muestra la Figura 34.
Atracción catión-dipolo
b+
b–
b+
Atracción anión-dipolo
b–
b+
b–
Figura 34. Representación de la nube electrónica entre un ion y un dipolo.
3. Fuerzas de London: conocidas como fuerzas de dispersión o fuerzas
dipolo-transitivas o atracciones de tipo dipolo inducido- dipolo inducido.
Estas son de las fuerzas de atracciones más débiles y surgen entre
moléculas no polares. Se producen cuando estas moléculas no tienen
polos y son inducidas a provocar un desplazamiento momentáneo y
relativo de los electrones, generando un polo positivo y otro negativo al
que se le llama “dipolo transitorio”, gracias al cual se sienten atraídas.
Moléculas no polares que serán inducidas
o polarizadas.
+
–
+
–
Figura 35. Representación de la nube electrónica entre moléculas no
polares y las fuerzas generadas entre ellas.
En http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/waals.htm encontrarás más
información sobre interacciones moleculares.
89
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
MÁS QUE QUÍMICA
Los enlaces de puente
hidrógeno proveen al agua
de sus propiedades
particulares, las que
permiten el desarrollo de
la vida en la Tierra.
También, proporcionan la
fuerza intermolecular que
mantiene unidas las
hebras de ADN.
4. Puente de hidrógeno: es un tipo de interacción dipolo–dipolo,
especialmente fuerte, que ocurre cuando un átomo de hidrógeno es
enlazado a un átomo fuertemente electronegativo, como el nitrógeno, el
oxígeno o el flúor. El átomo de hidrógeno posee una carga positiva
parcial y puede interactuar con otros átomos electronegativos en otra
molécula, como muestra la Figura 36.
H
b<
b+
H
O
H
O
CH3
b<
CH3
b+
H
O
O
H
H
b. Dos moléculas de metanol unidas
mediante el enlace de puente
de hidrógeno.
a. Dos moléculas de agua unidas
mediante el enlace de puentes
de hidrógeno.
Figura 36. Estructura de Lewis mostrando puente de hidrógeno de las moléculas de (a) agua y (b) metanol.
Las fuerzas de Van der Waals corresponden a fuerzas de atracciones de tipo
dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido y fuerzas de London.
En resumen, las interacciones moleculares que existen ordenadas en forma
decreciente respecto a la intensidad son: interacciones iónicas – atracción ióndipolo – puente de hidrógeno – atracciones dipolo-dipolo – fuerzas de London.
Tipo de
interacción
Representación de la
interacción
Atracción ión –
dipolo.
–
+
Puente de
hidrógeno.
+
–
+
Sal común en el agua (sustancias
iónicas en líquidos).
Moléculas de agua, moléculas ADN
(la unión de átomo de H con N u O
o F).
+
Atracción
dipolo–dipolo.
Ejemplos cotidianos
–
+
Fuerzas de London.
Entre moléculas de ácido
clorhídrico.
Bencina, gas licuado.
Para superar las dificultades presentadas en el aprendizaje es
necesario hacer uso de estrategias. De las siguientes, ¿cuáles usas y
con qué frecuencia?
Estrategias de estudio
Nunca A veces Siempre
1. Leer el contenido visto en clases.
2. Subrayar los conceptos claves.
3. Tomar nota de las ideas relevantes.
4. Revisar bibliografía relacionada con el tema.
5. Hacer preguntas del tema.
6. Conversando con mis compañeros(as) sobre el tema.
7. Asociar los contenidos a situaciones cotidianas.
Si has respondido en alguno de los indicadores “nunca” o “a veces”, es preciso
que desarrolles o fortalezcas esa estrategia de estudio.
90
Revista Científica
La teoría cuántica de Max Planck
Max Planck “era un hombre a quien le fue
dado aportar al mundo una gran idea
creadora...” Albert Einstein.
Físico alemán que en 1900 formuló
que la energía se irradia discontinuamente
en unidades pequeñas o “paquetes”
separados denominados cuantos, respecto
de los cuales establece que: “La energía de
cada cuanto es igual a la frecuencia de
radiación multiplicada por la constante
universal (o constante de Planck)” en lo
que hoy se conoce como Ley de Planck. Al
respecto, los físicos en la actualidad
creen que la radiación electromagnética
combina las propiedades de las ondas y de
las partículas.
Sus revolucionarias ideas fueron
comprobadas posteriormente por otros
científicos, dando paso al nacimiento de
un nuevo campo de estudio de la física,
conocido como “mecánica cuántica”,
que además proporciona las bases
teóricas para la investigación de la
energía atómica.
En 1905, Albert Einstein, basado en los
trabajos de Planck, demostró que las
partículas cargadas absorbían y emitían
energías en cuantos finitos, que eran
proporcionales a la frecuencia de luz o
radiación, lo que se expresa como:
E=h·v
Donde: h es la Constante de Planck, que
es igual a 6,626 · 10–34 Js.
v es la frecuencia de radiación expresada
en s–1.
No obstante, en un haz de luz no todos
los cuantos presentan la misma
frecuencia, sino que son múltiplos
enteros de una frecuencia fundamental
denominada v0, de modo que:
v = n · v0
Donde n adquiere sólo valores enteros
positivos, de lo cual se deduce que la
energía está cuantizada y puede ser
transferida como un conjunto de las
pequeñas unidades llamadas cuantos.
Los estudios de Planck dieron respuesta
definitiva al cuestionamiento planteado
por otros científicos respecto a la
predicción de la distribución o forma del
espectro de radiación del cuerpo negro,
es decir, la cantidad de radiación
emitida a frecuencia específica a varias
temperaturas… ¿Cuál era el problema?
Los científicos sabían que el color de la
luz que emite un cuerpo está relacionado
con el material del que está hecho y con
la temperatura a la que se encuentra. En
otras palabras, se sabía que la luz azul
con longitudes de onda muy cortas es la
que prevalecía en objetos muy calientes,
mientras que las longitudes de onda roja
(o más largas) indicaban que los cuerpos
se encontraban a menor temperatura. En
cambio, el cuerpo negro absorbía la
radiación de todas las frecuencias, lo que
explicaba su color, pero, además, era
capaz de emitir radiaciones de todas las
frecuencias, independiente de su
composición material. Al respecto,
Planck imaginó las partículas cargadas
con diminutos osciladores, acelerados y
desacelerados repetidamente de una
forma sencilla.
Sus criticas frecuentes al régimen nazi lo
forzaron en 1933 a abandonar la Sociedad
del Káiser Guillermo para enfrentarse con
Hitler en defensa de sus colegas judíos,
lo que según los archivos de la Gestapo
fue la causa de que su hijo Edwin
desapareciera en 1945.
Adaptación de artículo publicado en
http://www.astrocosmo.cl/biografi/bm_planck.htm
Para la reflexión
Habilidades por desarrollar:
-Aplicación.
-Investigación.
1. Investiga qué son los espectros de
emisión.
2. ¿Cuál es la importancia de los espectros
de emisión?
3. Establece la relación entre los postulados
de Planck y el modelo mecanocuántico
de la materia.
4. ¿Qué importancia, en la vida cotidiana,
tienen la ley de Planck?
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
Revisemos lo aprendido: Tema 1
Desarrolla individualmente en tu cuaderno las
actividades propuestas a continuación. Revísalas
junto a tu profesor.
I. Ítem crucigrama.
Completa el siguiente crucigrama con los
conceptos claves estudiados en la primera parte
de este tema, relacionados con enlaces químicos,
considerando las definiciones y descripciones
que se hacen a continuación.
6
1
2
3
4
5
8
7
1. Fuerza que mantiene unidos a los átomos en
un compuesto.
2. Apellido del científico estadounidense
que elaboró un sistema de notación que
permite representar electrones de valencia de
cada átomo.
3. Nombre de la regla que establece que los
átomos reciben, ceden o comparten electrones,
de modo que el último nivel de energía de
cada átomo contenga ocho electrones.
4. Nombre de la regla que establece que átomos
pequeños completan su último nivel de
energía completando dos electrones.
92
5. Tipo de enlace químico en la que los
elementos participantes presentan grandes
diferencias de electronegatividad.
6. Tipo de enlace que puede ser clasificado
según la diferencia de electronegatividad
como polar y apolar.
7. Tipo de enlace covalente que se produce
cuando solo uno de los átomos participantes
aporta electrones.
8. Tipo de enlace que presentan los metales.
II. Ítem de desarrollo.
Para cada una de las moléculas enumeradas a
continuación determina:
a. Tipo de enlace.
b. Geometría molecular.
c. Polaridad.
1. HF
2. BeF2
3. SO3
4. OF2
5.
6.
7.
8.
CHCl3
SO2
NCl3
BCl3
III. Ítem de selección única.
Marque la letra de la alternativa correcta.
1. Un enlace covalente puede corresponder a
una o más de estas situaciones:
I. Dos átomos comparten la carga de pares
de electrones.
II. Un átomo entrega totalmente sus
electrones de valencia y otro los acepta
completamente.
III. Dos átomos de igual valencia se unen por
cualquier forma de enlace.
a. Solo I
b. Solo II
c. Solo III
d. I y III
e. II y III
2. Aplicando los principios propuestos en el
texto, la molécula que presenta un enlace
covalente es:
a. KBr
b. KI
c. BF3
d. NH4+
e. Todas las anteriores
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
3. Aplicando la “6E” como medio de
diferenciación del tipo de enlace, el
compuesto que presenta enlaces polares y no
polares es:
a. NaH
b. KCl
c. N2O3
d. H2O2
e. LiCl
4. ¿Cuál de las siguientes moléculas presenta un
enlace iónico?
a. H2
b. KF
c. CCl4
d. NH3
e. F2
5. La geometría molecular del tetracloruro de
carbono (CCl4) es:
a. Lineal
b. Piramidal
c. Tetraédrica
d. Angular
e. Trigonal plana
6. ¿Cuál es la geometría y polaridad molecular
del ácido sulfurhídrico (H2S)?
a. Lineal, polar
b. Trigonal Angular, apolar
c. Angular, polar
d. Trigonal plano, apolar
e. Trigonal plano, polar.
7. ¿Cuál de los siguientes compuestos es un
mejor electrolito en agua?
a. F2
b. BaF2
c. HF
d. CsF
e. CF4
8. ¿Con cuál de los siguientes elementos es
posible formar enlaces metálicos con
elementos idénticos?
a. F2
b. S
c. H2
d. Cu
e. O2
Autoevaluación
Al finalizar esta Unidad revisa el nivel de logro
respecto de los aprendizajes esperados. Recuerda ser
honesto(a) al responder. Sólo tú sabrás estas
respuestas, y su resultado te permitirá revisar aquellos
aspectos que consideras que no han sido
completamente logrados y que son muy importantes,
considerando que todo lo que hoy aprendes es la
base de lo que posteriormente aprenderás.
Marca con una X el casillero que correponda,
recordando que:
Logrado (L)
Medianamente Logrado (ML)
Por lograr (NL)
Aspecto por evaluar
L ML PL
Represento correctamente las estructuras
de Lewis de átomos, iones poliatómicos
y moléculas.
Represento tridimensionalmente la forma de
diferentes moléculas empleando modelos.
Relaciono la configuración electrónica con
el tipo de enlace que los átomos forman
predominantemente.
Comprendo que los átomos forman
compuestos iónicos, covalentes o metálicos.
Aplico los tres modelos de enlace iónico,
covalente y metálico a casos simples de
interacciones de átomos.
Relaciono el enlace químico y la estructura
cristalina de un elemento con algunas
propiedades y usos.
Clasifico en casos simples un enlace iónico,
covalente o metálico, usando como criterio
la ubicación en el sistema periódico de los
elementos que intervienen en el enlace.
Valoro la utilidad de la estructura de
Lewis para explicar y predecir su
comportamiento químico.
Desarrollo habilidades de investigación,
observación y análisis propios de la
metodología científica cuando realizo las
secciones Desafíos científicos y Ciencia
en acción.
93
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
Síntesis de la Unidad 2
1. Te presentamos a continuación el concepto central de la unidad que acabas de terminar, a través de
un mapa semántico. Éste, corresponde a una estructuración categórica sencilla, representada
gráficamente, donde se dispone la información de acuerdo con el significado de las palabras, gracias a
un concepto central que se complementa con categorías secundarias.
Se define como
Se forma como
Fuerza que mantiene
unidos a los átomos en
un compuesto.
Los átomos ceden, captan
o comparten electrones.
Denominados electrones
de Valencias.
Notación
de Lewis
Iónico
Existen distintos
Tipos de enlaces
Covalente
Metálico
Enlace
Químico
Iónicos
El tipo de enlace definirá
Tipos de compuestos
Moleculares
Reticulares
Los compuestos que se
formen gracias a los
enlaces químicos tendrán
Los compuestos que se
formen gracias a los
enlaces químicos tendrán
Geometría Molecular
Modelo RPEV
Polaridad Molecular
2. Para cada uno de los conceptos en celdas de color celeste, construye un mapa semántico específico.
94
FICHA 2
FECHA:
/
NOMBRE:................................................................................
1. Un enlace químico se formará, como mínimo,
cuando los electrones se:
I. Comparten.
II. Capten.
III. Cedan.
d. II y III
a. Sólo I
e. I, II y III
b. Sólo II
c. I y II
2. ¿Cuál de los siguientes átomos cumplirá con la
regla del dueto al formar un enlace químico?
a. Oxígeno (Z = 8)
b. Calcio (Z = 20)
c. Aluminio (Z = 13)
d. Hidrógeno (Z = 1)
e. Flúor (Z = 9)
3. La siguiente notación de Lewis X , puede
representar correctamente a cualquier elemento
del grupo o familia:
a. 1
b. 2
c. 10
/
d. 12
e. 17
4. El hecho de que algunos elementos pertenezcan
al mismo “grupo” o familia, permite predecir
que tendrán:
I. Fórmulas similares para sus compuestos.
II. Niveles externos con igual distribución de
electrones.
III. Los mismos estados de oxidación.
d. II y III
a. Sólo I
e. I, II y III
b. Sólo II
c. Sólo III
5. En los siguientes compuestos: NaCl, SiCl4, PCl5,
SCl6 formados por el cloro y algunos átomos del
tercer período de la tabla periódica, los
compuesto más perfectamente iónico y
covalente, respectivamente y en comparación
solo entre ellos, son:
d. NaCl y NaCl
a. NaCl y SCl6
e. SCl6 y SiCl4
NaCl
y
b. SiCl4
c. PCl5 y NaCl
6. ¿Cuál de las siguientes estructuras de Lewis
–
representa al ión nitrato, (NO3 )? Considere que
cada línea representa a un par de electrones.
a.
O
N
O
O
O
b.
N
O
O
c.
O
N
O
O
d.
O
N
O
O
O
e.
N
O
O
7. La característica que no se asocia a los
compuestos iónicos es:
a. Ser sólidos a temperatura ambiente.
b. Tener bajos puntos de fusión.
c. Ser malos conductores de calor.
d. Disolverse en agua fácilmente.
e. Formar redes cristalinas en estado sólido.
8. “Muchas de las estructuras que se obtienen de
geometría molecular presentan pares de
electrones libres, los que afectan la distribución
de la estructura”. La afirmación se aplica a las
geometrías:
I. Angular.
II. Tetraédrica.
III. Piramidal.
a. Sólo I
b. Sólo II
c. I y II
d. I y III
e. II y III
FOTOCOPIABLE
Camino a...
UNIDAD 3
Química orgánica
Introducción
Estimaciones científicas indican que en la naturaleza un
gran porcentaje de los compuestos conocidos por el
hombre son orgánicos, y su componente común es el
carbono. Este elemento se ubica en el grupo 14 o
IV A y en el período 2 de la Tabla periódica. Gracias a sus
propiedades químicas y físicas particulares, forma una
cantidad y variedad de compuestos de gran utilidad para
el hombre, estando además estrechamente relacionados
con la funcionalidad bioquímica de los seres humanos.
Es tan amplio el campo de estudio que existe una
rama de la química denominada “química del carbono
o química orgánica”, que centra su quehacer científico
en la comprensión del comportamiento de este
elemento y en los compuestos a los que da origen.
Estudiarás en esta Unidad:
• Características y propiedades de hidrocarburos.
• Isomería.
• Reactividad de hidrocarburos.
• Características y propiedades de diversos grupos
funcionales.
• Nomenclatura de compuestos orgánicos.
• Composición y propiedades de polímeros: proteínas
y carbohidratos.
Al finalizar esta Unidad se espera que aprendas a:
• Identificar las propiedades del carbono (C)
que hacen posible generar una amplia gama
de moléculas.
• Visualizar la estructura tridimensional de una
molécula, describiendo y valorando la
importancia de la isomería geométrica.
• Valorar el papel de los compuestos
orgánicos en la vida diaria desde un
punto de vista químico, social y
medioambiental.
• Reconocer el nombre de los principales
grupos funcionales; aplicando reglas de
nomenclatura de compuestos orgánicos
comunes, y representar sus fórmulas;
indicando además algunos de sus usos.
• Observar seriedad y exhaustividad en el trabajo
de investigación.
• Conocer aplicaciones acerca de la predicción de
propiedades estructurales y modos de reacción
de compuestos que contienen grupos
funcionales específicos.
• Reconocer algunas de las aplicaciones más
comunes de compuestos orgánicos industriales,
domésticos y farmacéuticos relevantes.
• Caracterizar los grupos funcionales en
compuestos orgánicos, en el contexto de un
principio de organización sistemática de sus
propiedades estructurales y modos de reacción.
• Conocer la realidad y utilizar el conocimiento y
la información.
97
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
TEMA 1
Hidrocarburos
Estudiarás en este tema:
• Propiedades específicas
del carbono que
permiten la formación
de una amplia variedad
de moléculas.
• Representación
tridimensional de
moléculas simples.
Isomería. Su importancia.
• Usos actuales y
potenciales de
compuestos orgánicos
de importancia industrial,
doméstica y
farmacéutica.
• Debate informado acerca
de la contribución de la
química orgánica al
bienestar de las personas.
La química orgánica es la rama que estudia los compuestos que contienen
carbono, mientras que la química inorgánica es aquella que estudia los
compuestos de los demás elementos presentes en la Tabla periódica.
Química
Orgánica
Inorgánica
Compuestos que contienen carbono
Hidrocarburos
Compuestos que contienen otros
elementos distintos del carbono
Grupos funcionales
Macromoléculas orgánicas
Y para comenzar...
1. En un vaso de vidrio se dispone de 10 mL de agua (H2O) y 10 mL de
tetracloruro (CCl4) de carbono. Al mezclarlos se observa lo siguiente:
a. ¿Qué crees que sucede con esta mezcla?
b. ¿Cómo puedes explicar esto?
2. Se necesita separar las siguientes mezclas:
a. Alcohol desnaturalizado y agua.
b. Una salmuera (agua con sal)
i. ¿Cómo lo harías?
ii. ¿Cuál de las dos mezclas es más fácil de separar por destilación?,
¿por qué?
3. ¿Cómo podrías identificar si los siguientes materiales son orgánicos o
inorgánicos? Explica.
a. Papel
b. Cuero
c. Sal
d. Azúcar
98
TEMA 1: HIDROCARBUROS
Compuestos orgánicos e inorgánicos
CIENCIA EN ACCIÓN
Estudiaremos:
- Comportamiento de compuestos a altas temperaturas.
Introducción
Esta experiencia tiene por objetivo distinguir los compuestos orgánicos de los
inorgánicos, observando su reacción al ser expuestos a altas temperaturas.
También, aplicarás los pasos del trabajo científico que has experimentado en
cada una de las actividades propuestas en las unidades anteriores.
Paso 1: La observación
En esta actividad trabajarás con cloruro de sodio, sacarosa, agua y etanol.
Observa sus características atentamente antes de iniciar el trabajo
experimental. Así mismo, lee la actividad que desarrollarás posteriormente.
Paso 2: Preguntas de investigación
¿Qué observarás al exponer las sustancias antes mencionadas a altas
temperaturas? Además, indica otras que orienten tu trabajo.
Paso 3: Formulación de hipótesis
Establece inferencias respecto del comportamiento de los compuestos a altas
temperaturas.
Paso 4: Diseño experimental
Para observar el comportamiento de estos compuestos sigue con atención y
cuidado las indicaciones aquí planteadas. Frente a las dudas que surjan
durante el trabajo, consulta a tu profesor(a).
Figura 1. Forma correcta de oler los reactivos.
1. En tubos de ensayo limpios y secos, debidamente rotulados, agrega las
siguientes sustancias:
Tubo 1: punta de espátula de cloruro de sodio (NaCl).
Tubo 2: punta de espátula de sacarosa (C12H22O11).
Tubo 3: 4 mL de etanol (CH3CH2OH).
Tubo 4: 4 mL de agua (H2O).
Habilidades a desarrollar:
- Observación.
- Comunicación de
información.
Materiales
• Cloruro de sodio (sal
común) (NaCl).
• Sacarosa (C12H22O11).
• 10 mL agua (H2O).
• 10 mL etanol
(CH3CH2OH).
• 5 mL de tetracloruro de
carbono (CCl4).
• Espátula.
• Gradilla.
• Dos pinzas de madera.
• Seis tubos de ensayo.
• Dos vidrios reloj.
• Fósforos.
• Mechero.
• Pipeta.
PRECAUCIONES:
Al oler los reactivos nunca
pongas tu nariz sobre la boca
del recipiente que los contiene.
Para sentir el olor de los
reactivos químicos (siempre y
cuando así se te indique) debes
tomar el recipiente con tu
mano, extender tu brazo
completamente en diagonal a
tu nariz y con tu mano libre
acerca los vapores suavemente
hasta detectar el olor
característico.
99
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
2. Procede a tomar el tubo 1 con la pinza de madera, introduciendo en su
interior un termómetro y calienta suavemente sobre la llama del mechero
durante 3 minutos, después como indica la figura 2. Observa la temperatura
inicial antes de calentar, transcurrido 1 minuto y al cabo de los 3 minutos.
PRECAUCIÓN:
Al calentar el tubo dirige la boca
del mismo hacia un lugar libre
de personas, pues los reactivos
podrían saltar hacia fuera por
efecto de la temperatura.
Figura 2. Forma de calentar el tubo en un mechero.
3. Deja el tubo 1 en la gradilla para posterior observación.
4. Repite el procedimiento realizado para el tubo 1 con los tubos 2, 3 y 4.
5. En un nuevo tubo de ensayo (que denominarás 5) añade 4 mL de agua y
sobre ella 4 mL de tetracloruro de carbono CCl4.
6. En otro tubo de ensayo limpio y seco (N° 6), coloca 4 mL de etanol y sobre
él 4 mL de tetracloruro de carbono (CCl4).
7. Trasvasija el contenido del tubo 5 en el tubo 6.
8. En un vidrio reloj dispón 1 mL de etanol e intenta encenderlo empleando
un fósforo.
9. En otro vidrio reloj agrega 1 mL de agua e intenta encenderlo empleando
un fósforo.
Paso 5: Registro de observaciones
Procede a registrar los hechos ocurridos en las diferentes actividades
realizadas. Es importante, por ejemplo, que indiques las características iniciales
de los reactivos utilizados, su comportamiento durante el experimento y su
estado final después de la ejecución de los experimentos.
Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos
Procede a organizar los datos recopilados durante la experimentación, de
manera tal que te permita su interpretación posterior para comprobar la
hipótesis experimental y dar respuesta a las preguntas de investigación.
Como hemos revisado con anterioridad, existen diversas formas de organizar
los datos. Propongan como equipo un sistema que les permita registrar sus
observaciones.
Paso 7: Análisis de datos
De acuerdo con los datos recogidos, responde las siguientes preguntas:
1. ¿Qué características comunes observas entre el etanol, la sacarosa, el agua y
el cloruro de sodio?
2. Elabora un gráfico tiempo vs. temperatura para las sustancias estudiadas.
¿Qué puedes concluir del comportamiento de las sustancias?
a. Observa en el gráfico el comportamiento del etanol (alcohol) y del agua.
100
TEMA 1: HIDROCARBUROS
b. ¿Crees que la destilación es un procedimiento válido para separar una
mezcla de agua y alcohol? Justifca tu respuesta.
c. Observando el comportamiento del NaCl (sal) y el agua, ¿es la
destilación una forma efectiva para separar la mezcla de agua y sal?
Justifica tu respuesta.
d. ¿Es la filtración una forma eficiente para separar la mezcla de agua y sal?
Justifica tu respuesta.
3. Clasifica estos compuestos como “orgánicos” e “inorgánicos”.
4. Explica químicamente el comportamiento del CCl4 en agua y en etanol,
(tubos 5 y 6).
Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados
Al finalizar el laboratorio estás en condiciones de enumerar las características
de las sustancias observadas y redactar una conclusión respecto de los
compuestos orgánicos.
Para comunicar tus resultados elabora un panel informativo. Para ello,
considera las siguientes instrucciones:
1. Título. Dispón un título que indique la actividad realizada. Puedes además
agregar un subtítulo que especifique. Por ejemplo:
“Ciencia en acción”
Comportamiento de compuestos orgánicos a altas temperaturas
2. Introducción: Breve explicación de la actividad desarrollada, incluido el
objetivo de la misma.
3. Desarrollo: En él incluye las preguntas de investigación, hipótesis y
diseño experimental.
4. Presentación de resultados y análisis: En primer lugar, presenta los datos
obtenidos organizadamente y posteriormente el análisis de ellos,
respondiendo las preguntas planteadas con anterioridad.
5. Conclusiones: Presentar la conclusión del trabajo experimental, considerando
las respuestas a las preguntas de investigación, contrastar la hipótesis con el
análisis de los resultados.
Para el armado del panel informativo, debes considerar que éste sea creativo,
colorido, con explicaciones sencillas que permitan comprender la actividad
realizada, su finalidad y resultados obtenidos. Para ello puedes acudir a
distintos recursos como esquemas, dibujos, mapas conceptuales, etc.
A continuación, se muestran las distintas secciones numeradas del
panel informativo.
1
2
4
3
3
5
101
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Paso 9: Evaluación del trabajo realizado
Recuerda que es fundamental evaluar los aprendizajes, así como observar las
fortalezas y debilidades del trabajo en equipo. Tal como lo han hecho en
actividades anteriores, completa la siguiente tabla marcando con un X la
opción que mejor te represente:
Aspectos por evaluar
+
+–
–
Me preocupé de leer las habilidades que voy a desarrollar y el
procedimiento de trabajo.
Llevé a cabo la actividad experimental considerando las
precauciones señaladas, resguardando así el bienestar físico
propio y el de mis compañeros(as).
Puedo establecer comparaciones claras entre el etanol y el agua.
Fui responsable en las labores que me fueron confiadas.
Me preocupé de conocer las acciones de cada uno de los
integrantes del equipo.
Fui respetuoso del trabajo realizado por los otros integrantes
del equipo.
Pude practicar la habilidad de observación.
Coorperé activamente para que el trabajo desarrollado fuera
efectivo y seguro.
Actué coordinadamente con mi equipo.
Mis compañeros actuaron responsablemente.
Tomar conciencia que lo que se está haciendo para aprender permite
planificar, controlar y evaluar el proceso. Revisa los siguientes
indicadores de avance de una ruta de aprendizaje, cuestionando las
que aplicas en tu vida.
Criterios de avance
1. Escucho siempre la explicación del profesor(a).
2. Me pregunto si tengo claro lo que voy hacer.
3. Busco respuestas para aquello que no entiendo.
4. Me explico aquellos conceptos nuevos que he aprendido.
5. Visualizo imaginariamente cómo resolver la actividad propuesta.
6. Supero los obtáculos en la solución de problemas.
7. Persevero durante el proceso de solución de problemas.
8. Aplico conscientemente las habilidades intelectuales.
9. Utilizo los recursos disponibles para la solución de problemas.
10. Ejecuto siempre las actividades que debo hacer.
11. Reviso constantemente mi avance en el proceso de aprendizaje.
12. Poseo altas expectativas sobre el logro de mis metas.
13. Corrijo aquello que he aprendido equivocadamente.
14. Utilizo lo que he aprendido en mi quehacer cotidiano.
102
TEMA 1: HIDROCARBUROS
El carbono
En el transcurso del siglo XIX se apoderó de la química una discusión cuyos
orígenes estaban en la filosofía. El vitalismo es la doctrina que postulaba la
existencia de “fuerzas vitales”presentes en los seres vivos y que explicaban
la diferencia entre los seres vivos, que poseían una “chispa vital”o energía
que se igualó con el “alma”, y los inertes, que no la tenían. En síntesis, esta
teoría asumía que la materia orgánica sólo podía ser producida por los seres
vivos, hecho directamente relacionado con la imposibilidad de obtener
materia orgánica a partir de compuestos inorgánicos.
Esta discusión llegó a su fin cuando el químico alemán Friedrich Wöhler, en
1928, derriba los principios del vitalismo y, por ende, la subdivisión de lo
“orgánico”y lo “inorgánico”. Sin embargo, esta división sigue siendo
aceptada en función de la gran cantidad de compuestos que cada una de las
ramas estudia.
Se establece entonces que la química orgánica estudia los compuestos que
contienen carbono.
El carbono (C) es un elemento químico que, dependiendo de las
condiciones ambientales de formación, puede encontrarse en la naturaleza
en diferentes formas alotrópicas, como carbono amorfo y cristalino, en
forma de grafito, diamante, fullerenos, nanotubos y nanoespumas.
Figura 3. Fullerenos, nanotúbulos y nanoespumas.
Como se indicó con anterioridad, el carbono, de Z = 6, presentaría la
siguiente configuración electrónica en su estado natural o basal: 1s2 2s2 2p2
o 1s2 2s2 2p1x 2p1y 2pz, es decir, dos electrones en su primer nivel y cuatro en
el segundo nivel.
Lo que en diagrama de orbitales se observa como:
1
s
2
s
px
py
pz
Friedrich Wöhler (1800 – 1882),
descubrió la síntesis de la urea (un
compuesto con propiedades
orgánicas) a partir del cianato y del
amonio (ambos inorgánicos).
MÁS QUE QUÍMICA
La urea (CO(NH2)2) es un
compuesto cristalino e
incoloro que se encuentra
abundantemente en la
orina, producto de la
degradación del
metabolismo de las
proteínas.
La orina es un líquido
acuoso, transparente y
amarillento, excretado por
los riñones y eliminado a
través del aparato urinario,
que contiene sodio, cloro,
amonio, creatinina, ácido
úrico, bicarbonato y urea.
Esta última, gracias a su
alto contenido de
nitrógeno (N), es utilizada
en la fabricación de
fertilizantes agrícolas,
además de emplearse
como estabilizador de
explosivos de nitrocelulosa.
103
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
MÁS QUE QUÍMICA
La alotropía es la
propiedad que poseen
algunos elementos
químicos de presentarse
en formas estructurales
distintas en el mismo
estado físico. Un ejemplo
de ello es el carbono, que
presenta dos formas
alotrópicas: el grafito, que
es un material que se
utiliza en la fabricación de
ladrillos, pistones,
rodamientos, electrodos
(presentes en el interior
de las pilas comunes) y de
lápices, y el diamante,
usado para la confección
de joyas. ¡Imagínate!, un
mismo elemento químico
con formas tan distintas.
Se ha observado que el carbono en los compuestos orgánicos tiene la
capacidad de formar cuatro enlaces, capacidad conocida como tetravalencia
del carbono, cuando el carbono forma enlaces uno de los electrones del
orbital 2s capta energía y es promocionado al orbital 2pz obteniéndose la
configuración que representa el siguiente diagrama:
1
s
2
s
px
py
pz
Según esta nueva configuración, se establecen 4 enlaces covalentes, pero
esto no explica por qué los enlaces C–H en el metano son idénticos, aún
cuando los orbitales participantes (2s, 2px, 2py, 2pz) son distintos.
Este fenómeno se puede explicar utilizando la teoría de enlace de valencia. En
esta se forman los orbitales híbridos, que corresponden a la mezcla o
combinación de orbitales; en el caso del átomo de C se combinan sus
orbitales 2s y 2p, generando el mismo número de orbitales, pero idénticos
entre sí. Según esto, el átomo de carbono posee tres tipos de hibridación:
a. hibridación sp3: el átomo de C forma 4 enlaces simples.
b. hibridación sp2: el átomo de C forma 2 enlaces simples y 1 enlace doble.
c. hibridación sp: el átomo de C forma 1 enlace simple y un enlace triple.
Así, la hibridación es un proceso de transformación producida por la
presencia de otro átomo con el cual se une covalentemente, lo que le
permite generar enlaces sigma (m) y pi (/).
SABÍAS
QUE:
º
9,5
10
10
9,5
º
Los lápices contienen una
varilla de grafito mezclada
con arcilla, denominada
“mina”, que es recubierta
comúnmente por madera.
La dureza de la mina se
mide con las siglas H y B,
que hacen referencia a la
oscuridad y laxo (blando)
del trazo, respectivamente.
1. Enlace sigma (m): es un enlace covalente que se forma cuando dos
orbitales de átomos diferentes se superponen en sus extremos, quedando
la mayor densidad electrónica concentrada entre ambos núcleos.
Analicemos el caso del metano, los 4 átomos de H, poseen su electrón en
una orbital s y el átomo de C ha hibridado su orbital 2s con sus 3
orbitales 2p, generando 4 orbitales 2sp3. Cada una de estas orbitales se
solapan con la orbital s de un H, formando un total de cuatro enlaces
sigma, y en cada enlace la densidad electrónica se localiza entre ambos
núcleos (H y C). De esta manera se explica que los cuatro orbitales
híbridos sp3 puedan enlazarse a otros cuatro átomos (tetravalencia). Esta
hibridación genera estructuras en las cuales se forman ángulos de 109,5º,
como muestra la siguiente figura.
109,5º
Figura 4. Hibridación del átomo de carbono 2sp3 y formación del enlace m.
104
TEMA 1: HIDROCARBUROS
2. Enlace pi (/): es un enlace covalente que se forma cuando hay una
superposición lateral de dos orbitales p, quedando la mayor densidad
electrónica concentrada sobre y bajo el plano que se forma entre los
átomos que participan en el enlace.
Los enlaces pi están presentes en los dobles y triples enlaces. El enlace
doble está formado por un enlace sigma y un enlace pi.
El enlace pi no posee tanta energía como el enlace sigma, dado que los
electrones que lo forman se encuentran más alejados del núcleo, y por
eso la fuerza de atracción entre los electrones y el núcleo es menor.
El átomo de C, presenta enlace doble cuando en su último nivel posee
tres orbitales 2ps2 (33,3% de s y 66,6% de p) y una orbital 2p, según la
configuración: 1s2 (2sp2)1 (2sp2)1 (2sp2)1 2pz1. Formándose una unión en la
que cada una de las especies participantes orienta sus orbitales híbridos
(sp2) en ángulos de 120º y el no hibridado (p) perpendicular al plano de
los orbitales híbridos, como lo muestra la siguiente figura:
Enlace m
Orbital 2p
Enlace /
MÁS QUE QUÍMICA
El etino o acetileno es un
gas compuesto por 2
átomos de carbono, entre
los cuales existe un enlace
triple y simple entre los
dos átomos de carbono
(HC = CH), que mezclado
con oxígeno se emplea en
equipos de soldadura,
pues alcanza temperaturas
de hasta 2.900 ºC. Gracias
al cual puedo fabricar las
rejas de nuestras casas
usando soldadura.
Orbital sp2
Figura 5. Hibridación del átomo de carbono 2sp2 y enlace m y /.
En los enlaces triples, el carbono hibrida su orbital 2s con un orbital 2p,
quedando dos sin hibridar, presentando una configuración: 1s2 (2sp)1 2py1
2pz1. Al formarse el enlace entre dos carbonos con hibridación sp, se
solapan una de las orbitales sp de cada átomo de C para formar un enlace
sigma. Los orbitales p sin hibridar forman dos enlaces pi, lo que forma un
enlace triple entre ambos átomos de C; y un orbital sp queda con su
electrón disponible para formar otro enlace sigma. Ver figura 6.
180º
Enlaces /
H
H
Enlaces m
Figura 6. Hibridación del átomo de carbono 2sp y enlace m y / en la molécula de etino (C2H2).
Los compuestos formados con enlaces dobles y triples se llaman
insaturados y la fuerza del enlace se caracteriza por su baja energía.
105
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
En síntesis:
1. Los enlaces sp2 presentarán tres regiones de densidad electrónica
alrededor del carbono.
2. Los enlaces sp3 presentarán siempre cuatro regiones de densidad
electrónica alrededor del carbono.
3. La unión entre átomos de carbono da origen a tres geometrías. Los
enlaces sigma dan origen a la forma tetraédrica; los pi, a la trigonal plana,
y los enlaces con un sigma y dos pi, a la lineal.
4. El carbono puede formar una infinidad de compuestos de cadena larga, al
ser factible y estable la formación de enlaces (simples, dobles y/o triples)
entre átomos de carbono a lo “largo”de un compuesto.
Recuerda que:
1. Un átomo saturado es estable mientras que uno no saturado es inestable.
2. Los enlaces simples, dobles y triples (C – C; C=C; C = C) son considerados
grupos funcionales, es decir, átomos, enlaces o grupos de átomos que le
confieren a un compuesto una serie de características específicas.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Representación.
- Predicción.
- Aplicación.
Desarrolla la siguiente actividad en forma individual y luego discute con los
compañeros y compañeras tus resultados.
1. Determina la configuración electrónica del carbono (C).
2. Representa todas las disposiciones posibles de los electrones de valencia
del carbono, según la simbología o notación de Lewis.
3. Para los siguientes compuestos establece: la estructura de Lewis, tipo de
enlace presente (sigma y/o pi). Recuerda unir enlaces entre carbono y
carbono (simple, doble o triple).
a. CH4
b. C2H6
c. C3H6
d. C4H6
e. C3H8
f. C3H4
g. C2H4
4. Enumera cuatro características del carbono que hayas aprendido.
5. Reconoce en las siguientes imágenes el tipo de hibridación del átomo
de carbono (se indican sólo los orbitales hibridados).
a.
106
b.
c.
TEMA 1: HIDROCARBUROS
Los hidrocarburos
Los hidrocarburos son compuestos formados por carbono e hidrógeno,
constituyentes básicos de los compuestos orgánicos.
Entre las propiedades físicas generales de estos compuestos están: ser
insolubles en agua y menos densos que ella, ser combustibles y en su
mayoría explosivos, especialmente los de menor masa molecular.
Estos se clasifican, según el tipo de enlace entre los carbonos participantes,
como saturados e insaturados, y según su estructura molecular, como
alifáticos, alicíclicos y aromáticos, los que también están subdivididos, tal
como lo muestra el siguiente cuadro resumen.
Hidrocarburos
Alifáticos
Cicloalcanos
Saturados
Alcanos
Gas licuado
Aromáticos
Alicíclicos
Cicloalquenos
Insaturados
Alquenos
Etileno
Alquino
Acetileno
Cicloalquinos
Homocíclicos
Bencénicos
Heterocíclicos
Ejemplo: Piridina
(1 heteroátomo
en 1 anillo)
Naftalénicos
Antracénicos
Ejemplo:
Adenina (2
anillos distintos)
La IUPAC (Unión Internacional de Química pura y aplicada - International
Union of pure and applied Chemistry) establece la nomenclatura, es decir, el
lenguaje empleado para nombrar sustancias químicas.
El nombre de los hidrocarburos, depende del número de carbonos presentes
en la cadena principal, asignándole, según corresponda, prefijos griegos de
numeración y la terminación característica de cada compuesto.
Prefijos griegos de numeración:
Nº de carbonos
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Prefijo griego
Met
Et
Prop
But
Pent
Hex
Hept
Oct
Nom
Dec
Nº de carbonos
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Prefijo griego
Undec
Dodec
Tridec
Tetradec
Pentadec
Hexadec
Heptadec
Octadec
Nonadec
Eicos
MÁS QUE QUÍMICA
Entre las numerosas
aplicaciones de los
hidrocarburos, una de las
más novedosas e
importantes es la mezcla
de algunos hidrocarburos
perfluorados en agua, que
están siendo empleados
como sangre artificial. En
este ámbito, uno de los
más utilizados es el
perfluoro butil
tetrahidrofurano, que
puede disolver hasta tres
veces más la cantidad
de oxígeno (por unidad
de volumen) que la
sangre natural.
107
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Hidrocarburos alifáticos
Los hidrocarburos (HC) alifáticos o acíclicos se caracterizan por presentar
cadenas abiertas que pueden ser saturadas o insaturadas. Entre ellos
encontramos: alcanos, alquenos y alquinos.
MÁS QUE QUÍMICA
El CH4 (metano) es el
hidrocarburo gaseoso más
simple que proviene de la
descomposición
bacteriana de la materia
vegetal, y puede constituir
hasta el 97% del gas
natural. En los
yacimientos de carbón se
le denomina grisú y es
considerado un peligro
por su capacidad de
inflamación.
Alcanos
Antiguamente llamados parafinas por su “pereza para reaccionar”,
corresponden a hidrocarburos saturados, en los que los carbonos presentan
entre sí sólo enlaces simples o sigma, siendo su fórmula general CnH2n + 2 y
su terminación característica es el sufijo ano.
El alcano más simple es el formado por un solo carbono (n =1).
Reemplazando en la fórmula general n = 1, se obtienen: C1H2 · 1 + 2
C1H4 Como el subíndice 1 en química no se escribe, la fórmula correcta es: CH4
Los alcanos se caracterizan por tener un carácter no polar, por ende, insolubles
en agua y miscibles entre sí. Sus temperaturas de ebullición y fusión aumentan
en directa proporción con el número de carbonos que los constituyan.
Se presentan en los tres estados de la materia, también de acuerdo al número
de carbonos presentes en la cadena, así:
De 1 a 4 carbonos son gases
De 5 a 16 carbonos son líquidos
De 17 en adelante carbonos son sólidos.
En general presentan una baja reactividad, debido a la estabilidad de los
enlaces C–C y C–H razón por la cual no reaccionan con reactivos comunes
como ácidos y bases fuertes o agentes oxidantes, no obstante ello son
combustibles que reaccionan con cloro y bromo, además de sufrir una
descomposición por acción del calor, proceso conocido como cracking.
Un ejemplo característico de descomposición por acción del calor es la pirolisis
del petróleo, proceso mediante el cual hidrocarburos de gran tamaño se
dividen en moléculas más pequeñas. Las reacciones de este proceso las verás
en detalle en la reactividad de los alcanos.
Aplicando las normas de la IUPAC para asignar nombre a este compuesto,
debemos determinar el número de carbono participantes, en este caso 1 (met),
y reconocer la terminación característica ANO. Por lo tanto, el nombre del
compuesto es metano, su estructura de Lewis y geometría molecular serán:
H
|
H –– C –– H
|
H
H
C
H
H
H
Figura 7. Estructura de Lewis y geometría molecular del metano.
Existen diversas fórmulas para representar las moléculas orgánicas, entre ellas:
1. Fórmula empírica: indica el tipo de átomos constituyentes y la
proporción mínima entre ellos. Por ejemplo, para el etano es: CH3
2. Fórmula molecular: indica el número y proporción exacta de átomos
presentes en el compuesto. Por ejemplo, para el etano es: C2H6
108
TEMA 1: HIDROCARBUROS
3. Fórmula estructural: indica las uniones específicas (enlaces) entre los
átomos y se subdivide en tres tipos:
- Plana o desarrollada: en la cual se expone el comportamiento de los
enlaces de cada una de las especies participantes mediante trazos:
H H H
H H
H –– C –– C –– C –– C –– C –– H
H
H
H
H
H
SABÍAS
- Condensada o abreviada: en la que a cada carbono se le asigna el
número de hidrógenos correspondientes y se representan los enlaces
entre carbono y carbono:
CH3 – (CH2)3 – CH3
- Electrónica: en la que se representan los pares electrónicos que forman
enlaces y los no compartidos (estructura de Lewis).
H
H
H
H
H
H
C
C
C
x
x
x
H
H
H
x
H
C
H
C
H
C
H
H
ó
H
x
x
QUE:
El gas licuado es una mezcla
de propano y butano,
mientras que el gas
empleado por los
encendedores es sólo butano.
x
x
H
4. Modelo espacial de esferas: refleja las relaciones espaciales entre los
átomos en una molécula, por lo tanto, a través de ella es posible observar
una representación tridimensional de la molécula.
1. Completa la siguiente tabla, aplicando la fórmula general de los alcanos y
los principios que rigen su nomenclatura (cantidad de carbonos y
terminación característica).
Fórmula
Fórmula
Fórmula Fórmula
Nº C
estructural
empírica molecular estructural
condensada
plana
1
2
4
6
9
10
Fórmula
estructural Nombre
electrónica
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Aplicación de conceptos.
- Resolución de problemas.
2. Reconoce el tipo de fórmula en los siguientes alcanos.
a. C12H26
b. CH3(CH2)10CH3
H H H H H H
H H
H H H H
c. H – C – C – C – C – C – C – C – C – C – C – C – C – H
H H H H H H
H H
H H H H
109
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Reactividad en alcanos
A continuación, revisaremos los mecanismos de reacción más imporrtantes.
El principal método de obtención (síntesis) de los alcanos se conoce como
hidrogenación de alquenos, es decir, la reacción de un alqueno con
moléculas de hidrógeno (H2), lo que provoca la ruptura del enlace doble y
la formación de un alcano en presencia de un catalizador (Pt, Pd, Ni), según
el siguiente mecanismo:
H
C=C
SABÍAS
QUE:
La combustión libera
energía en forma de calor,
por ello es denominada,
técnicamente, reacción
exotérmica.
+ H2
Catalizador
H
C—C
Por ejemplo:
H
H
H
C = C — C — H + H2 Catalizador
H
H
H
H
H—C—C—C—H
H
H
H
H
Las reacciones más comunes de los alcanos son:
1. Combustión: se produce cuando el hidrocarburo reacciona con el
oxígeno (O2), convirtiéndose en moléculas de dióxido de carbono (CO2) y
agua (H2O), liberando energía según el siguiente mecanismo ajustado:
2 CnH2n+2 + (3n+1) O2
2n CO2 + (2n+2) H2O + Energía
Por ejemplo:
MÁS QUE QUÍMICA
La pirólisis de alcanos, en
particular la que le
concierne al petróleo, se
conoce como cracking.
Este mecanismo se utiliza
para elaborar los
combustibles como
gasolina a partir del
petróleo crudo.
CH4
+
O2
CO2
+
H 2O
+
Energía
2CO2
+
4H2O
+
Energía
Donde n = 1, por lo tanto:
2CH4
+
4O2
Si dividimos la ecuación por 2, se obtiene
CH4
+
2O2
CO2
+
2H2O
2. Pirólisis: producida por la acción de altas temperaturas sobre los alcanos
en ausencia de oxígeno, provocando la ruptura de enlaces C – C y C – H,
lo que da origen a radicales más pequeños (la ruptura de los enlaces se
produce en forma aleatoria); por ejemplo:
CH3 · + · CH2CH2CH2CH3
2CH3CH2CH2CH2CH3
CH3CH2 · + · CH2CH2CH3
Los radicales formados se recombinan entre sí, para formar alcanos con
mayor número de carbonos que estos y menor que las moléculas iniciales.
CH3 · + · CH2CH3
110
CH3CH2CH3
TEMA 1: HIDROCARBUROS
En la pirólisis también puede ocurrir un desproporcionamiento, proceso
en el que uno de los radicales transfiere un átomo de hidrógeno al otro
radical para producir un alcano y un alqueno.
CH3CH2• + CH3CH2CH2•
CH3CH3 + CH3CH=CH2
3. Halogenación: proceso en el cual se reemplaza en el hidrocarburo un
hidrógeno por un átomo de halógeno, produciendo un halogenuro de
alquilo. Por ejemplo:
H
Cl
C
H
H
+
Cl
Cl
H
CH4
+
Cl2
Alcano + Halógeno
Metano +
Cloro
C
H
H
+
Cl
H
H
CH3Cl
+
HCl
Halogenuro de alcano
Cloruro de metilo + Ácido Clorhídrico
Figura 8. Representación tridimensional de la formación del cloruro de metilo.
I. Completa las reacciones con los reactantes y productos que faltan.
1. Síntesis:
a. del penteno y formación del pentano.
__________
C5H10 + _______
b. del octeno con formación del octano.
_____ + ______
CH3–(CH2)6–CH3
SABÍAS
QUE:
Para entender la naturaleza
y dimensión real de una
reacción química se deben
considerar tres aspectos
fundamentales: el
mecanismo, que dice
relación con la descripción
completa del proceso de
ruptura y formación de
enlaces, y que explica la
transformación de los
reactantes en productos; la
termodinámica, que dice
relación con el estudio de
los cambios de energía que
acompañan la reacción y
que, finalmente, nos
entrega datos del
equilibrio de la misma, y la
cinética, es decir, la
velocidad de la reacción.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Formulación.
- Predicción.
2. Combustión del etano y del butano:
a. ________ + ______O2
_____ CO2 + ________
b. C4H10 + _______O2
______CO2 + _______H20
3. Halogenación del etano y hexano:
________ + HCl
a. ________ + Cl2
b. ________ + _______ F2
_______ + HF
II. Escribe las ecuaciones de los siguientes procesos:
1. Síntesis del propano.
2. Combustión del butano.
3. Halogenación del propano.
4. Síntesis del heptano.
5. Combustión del pentano.
6. Halogenación del nonano con cloro.
111
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Alquenos
También denominados olefinas, derivados de aceite, son hidrocarburos que
presentan un doble enlace entre carbono – carbono dentro de la cadena por
hibridación sp2. Su fórmula general es CnH2n y su terminación característica
es el sufijo eno.
El alqueno más sencillo contiene dos carbonos (n=2) y su fórmula
molecular es C2H4. Su nombre es eteno.
Químicamente se caracterizan por tener una alta densidad electrónica en su
enlace covalente doble, lo que les otorga una alta reactividad.
Este compuesto se puede representar, tal como lo revisamos anteriormente,
empleando algunas de las siguientes formas:
Fórmula estructural
plana
SABÍAS
Enlace k
Enlace /
H
H
:
H H
120°
CH2 = CH2
C=C
H H
120°
Los alquenos pueden presentar enlaces dobles en cualquiera de los
carbonos enlazantes. La IUPAC estableció que la nomenclatura deberá
indicar la ubicación del enlace si éste se encuentra en una posición distinta
al par inicial. Para ello, la cadena debe ser enumerada dando al enlace la
menor numeración posible.
.
H
c
Geometría
molecular
QUE:
El enlace pi en un doble
enlace es más débil que el
enlace sigma, por lo que en
una reacción serán los que
se rompan con mayor
facilidad. Por ejemplo, en el
eteno se observa el
siguiente comportamiento:
.
Fórmula estructural
condensada
c
H
Orbital sp2
Por ejemplo, la molécula C4H8 puede presentar el siguiente comportamiento:
COMPORTAMIENTO 1.
ENLACE
CH2 = CH – CH2 – CH3
1
2
3
4
4
3
2
1
2.
CH3 – CH = CH – CH3
1
2
3 4
4
3
2 1
3.
CH3 – CH2 – CH = CH2
1
2
3 4
4
3
2 1
Ubicación del
enlace
Carbono 2 – 3
Carbono 2 – 3
Carbono 3 – 4
Carbono 1 – 2
Carbono 1 – 2
Carbono 3 – 4
Numeración menor Carbono 1 – 2
para el enlace
Ambas dan la misma Carbono 1 – 2
ubicación al enlace Igual a la primera
Nombre
2 – Butano
Butano *
Butano *
*Ambas disposiciones son idénticas, lo que es posible observar al girar una
molécula en 180º sobre la otra.
112
TEMA 1: HIDROCARBUROS
Por otra parte, los alquenos pueden presentar más de un enlace doble,
situación en la cual no obedecen a la fórmula general CnH2n. Para
nombrarlos es necesario identificar la ubicación de los enlaces y anteponer a
la terminación característica eno el prefijo numérico que indique la cantidad
de enlaces: di , tri, tetra, etc.
Por ejemplo:
El
CH2 = CH – CH2 – CH = CH – CH2 – CH3
1
2
3
4
5
6
7
7
6
5
4
3
2
1
o
Enlaces en los C 1 y 4
Enlaces en los C 3 y 6
La numeración menor indica que:
• Una cadena de 7 carbonos (HEPT)
• Presenta dos enlaces doble (DIENO)
• En los carbonos 1 y 4
• En la nomenclatura orgánica, los números que indican posición se separan
por comas y estos se separan por guiones de las palabras, entonces, el
nombre del compuesto es: 1,4 – heptadieno.
Reactividad en alquenos
Las reacciones más importantes de los alquenos son las de adición, en las
que se produce la ruptura del doble enlace para la introducción de
sustituyentes de acuerdo con los siguientes mecanismos generales, donde
intervienen un agente simétrico y un agente asimétrico:
A. Simétrico:
Por ejemplo:
X
C=C
+ X–X
X
—C—C—
Alqueno + agente simétrico
Producto
Por ejemplo:
MÁS QUE QUÍMICA
El etileno es un gas
producido naturalmente
por las frutas durante la
maduración. En general,
estimula los cambios en el
color de su piel (ejemplo:
tomate, pimiento, palta) o
cáscara (ejemplo: cítricos,
banana), produce
ablandamiento (ejemplo:
palta, tomate, banana) y
en algunos casos, mejoras
en el sabor (ejemplo:
banana, palta).
Cuando se conocieron los
efectos que el etileno
tiene sobre la
maduración, se comenzó
a utilizar en tratamientos
artificiales para anticipar
la recolección de frutas.
Así las frutas y verduras
se cosechan cuando aún
están verdes y son
sometidos a “ventilación
de etileno”para que
logren madurar fuera de
su mata.
+
CH2 = CH2
Cl2
CH2Cl – CH2Cl
Eteno
Cloro
Dicloroetano
Figura 9. Representación tridimensional de la adición de un agente simétrico en un alqueno.
113
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
B. Asimétrico:
Por ejemplo:
X
C=C
+ X–Y
Y
—C—C—
Alqueno + agente asimétrico
Producto
Por ejemplo:
+
Alqueno
Halogenuro
Halogenuro de Alcano
CH2 = CH2
HX
CH3 – CH2Cl
Eteno
+
Ácido clorhídrico
+
Cloroetano
Figura 10. Representación tridimensional de la adición de un agente asimétrico en un alqueno.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Formulación.
- Aplicación.
Desarrolla la siguiente actividad individualmente.
1. Determina para cada uno de los siguientes compuestos: fórmula
molecular, estructural plana y condensada.
a. Propeno.
c. Buteno
e. 1,3,6 – Nonatrieno.
b. Hepteno.
d. 2,3 – Octadieno.
2. Establece el nombre correcto para los siguientes compuestos:
a. C5H10
b. CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH = CH2
c. CH3 – CH = CH – CH2 – CH3
d. CH2 = CH – CH2 – CH2 – CH = CH – CH2 – CH3
e. CH3 – CH = CH – CH2 – CH2 – CH = CH – CH = CH2
3. Indica el nombre de los compuestos que tienen la siguiente
geometría molecular.
a.
b.
4. Escribe las ecuaciones de los siguientes procesos:
a. Adición de HCl al penteno.
b. Adición de Cl2 al propeno.
114
TEMA 1: HIDROCARBUROS
Alquinos
Denominados también acetilenos, corresponden a los hidrocarburos alifáticos
que presentan un enlace triple entre carbono – carbono (C ∫ C). Obedecen a
la fórmula general CnH2n – 2 y su terminación característica es el sufijo ino.
En los carbonos que formarán el triple enlace, dos de ellos serán enlaces pi,
que son más débiles que el enlace sigma, por lo cual se romperán con mayor
facilidad. Observa el comportamiento electrónico:
SABÍAS
Orbitales p
Las moléculas orgánicas,
también se pueden
representar empleando
líneas rectas. Estos
modelos consideran cada
vértice como un carbono,
entendiendo que las líneas
son los enlaces. Observa
los siguientes ejemplos:
.
.
.
C
.
Orbitales sp
Figura 11. Hibridación sp.
2
El más sencillo de los alquinos es el etino, también llamado acetileno,
molécula formada por 2 carbonos y 2 hidrógenos (C2H2).
H
C
C
QUE:
3
1
propano
H
1
2
3
4
2 – butino
Figura 12. Estructura de Lewis y geometría molecular del etino.
Los enlaces generados en el etino se pueden observar en la siguiente figura:
1
Enlaces /
.
H
.
C
.
3
penteno
5
.
..
C
. H
.
Enlaces b
Figura 13. Enlaces sigma y pi del etino.
Estas reacciones ocurren cuando el enlace / se rompen y se forman dos
enlaces sigma con el reactivo, mientras que el enlace sigma C–C se conserva.
Cuando el agente simétrico es el hidrógeno (H2) se forma un alcano y el
proceso se denomina hidrogenación, en cambio si es un halógeno (por
ejemplo Cl2) se denomina halogenación.
Al igual que en los alquenos, la ubicación del enlace debe indicarse en el
nombre del compuesto. Por ejemplo:
115
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
1. CH ∫ C – CH2 – CH2 – CH3
1
2
3
4
5
5
4
3
2
o
1
Atendiendo a la ubicación del enlace, el nombre es Pentino.
2. CH3 – C ∫ C – CH2 – CH3
1
2
3
4
5
5
4
3
2
1
o
Atendiendo a la ubicación del enlace, el nombre es 2 – Pentino.
3. CH3 – CH2 – C ∫ C – CH3
1
2
3
4
5
5
4
3
2
o
1
Atendiendo a la ubicación del enlace, el nombre es 2 – Pentino.
Si el alquino presenta dos o más enlaces triples, se debe indicar la ubicación
correspondiente y la cantidad antes de la terminación característica. Al igual
que los alquenos estudiados anteriormente, los alquinos en estas
circunstancias no obedecen a su fórmula general.
Por ejemplo:
CH3 – C ∫ C – CH2 – CH2 – C ∫ C – C ∫ C – CH3
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
Enlaces en los
carbonos 2, 6 y 8
Enlaces en los
carbonos 2, 4 y 8
Se observa que en la cadena de 10 carbonos (dec) existen 3 enlaces
triples (triino) en las ubicaciones 2, 4, 8. Por lo tanto, el nombre correcto es:
2,4,8 – decatriino.
SABÍAS
QUE:
Según el tipo de agente, las
reacciones de adición se
pueden clasificar como
hidrogenación y
halogenación cuando el
agente es simétrico (H2, Cl2,
etc.), y hidrohalogenación
cuando el agente es
asimétrico (HCl, HBr, etc.).
Reactividad en alquinos
Experimentalmente, el procedimiento más común para la obtención de
alquinos es la eliminación de halogenuros de hidrógeno, según el siguiente
mecanismo:
H
X
X
H
H—C—C—C—H
H
H
H — C — C ∫ C — H + 2HX
H
H
Por otra parte, una de las reacciones más comunes en los alquinos son las
reacciones de adición. Estas pueden ocurrir de manera simétrica o ásimétrica, y
llevan a la obtención de alquenos, de acuerdo con los siguientes mecanismos:
A. Simétrico:
Por ejemplo:
X
—C∫C—
Alquino
116
+ X–X
+
Agente simétrico
X
—C=C—
+
Producto
TEMA 1: HIDROCARBUROS
Cuando X, corresponde a un halógeno, se denomina halogenación y si es
H, se denomina hidrogenación.
Por ejemplo:
SABÍAS
+
CH ∫ CH
H2
CH2 = CH2
Etino
Hidrógeno
Eteno
Figura 14. Representación de la adición de un agente simétrico (H2) en un alquino. Esta
reacción es una hidrogenación.
B. Asimétrico:
Por ejemplo:
X
—C∫C—
+ X–Y
Alquino
+
Agente asimétrico +
Y
—C=C—
Producto
Por ejemplo:
QUE:
Toda reacción química
implica la ruptura de
enlaces y la formación de
otros nuevos. En una
molécula orgánica esos
enlaces son generalmente
covalentes y su ruptura
puede ser homolítica o
heterolítica. La primera
se produce cuando cada
átomo que se separa
retiene un electrón de los
dos que constituyen el
enlace, formando radicales
libres. En la heterolítica, en
cambio, uno de los átomos
separados se lleva los dos
electrones que constituían
el enlace, formándose un
anión y un catión.
Heterolítica
X
Y
X+ + Y
+
Catión
Alquino
+
Halogenuro
Halogenuro
de alquino
HCl
CH2 = CHCl
Ácido clorhídrico
Halogenuro de
alqueno cloroeteno
CH ∫ CH
Etino
+
Homolítica
X
Y
X
–
Anión
+ Y
Radicales libres
Figura 15. Representación tridimensional de la adición de un agente asimétrico en un alquino.
1. Los hidrocarburos que presentan un doble enlace y uno triple entre
carbono – carbono, en una misma cadena, se denominan alqueninos.
Investiga cuál es la nomenclatura de estos compuestos.
2. Determina para cada uno de los siguientes compuestos: fórmula
molecular, estructural plana y estructural condensada.
a. Butino.
b. Octino.
c. 2, 5 – Octadiino.
d. 1, 3, 5 – Decatriino.
3. Escribe las ecuaciones de los siguientes procesos:
a. Adición del etino con Cl2.
b. Adición del propino con HBr.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Investigación.
- Formulación.
- Predicción
- Aplicación.
- Autoevaluación.
c. Adición del butino con Cl2.
d. Adición del propino con HCl.
En http://www.alonsoformula.com/ puedes encontrar diversas moléculas
orgánicas tridimensionales.
117
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Hidrocarburos cíclicos
Como su nombre lo indica, los hidrocarburos cíclicos son especies químicas
formadas por hidrógeno y carbono que presentan una cadena cerrada, lo
que da origen a un ciclo. Se pueden dividir en: alicíclicos (cicloalcanos,
cicloalquenos, cicloalquinos), que presentan cadenas cerradas, átomos de
carbono saturados o insaturados, y aromáticos, que poseen anillos
aromáticos y son insaturados. Existen compuestos que contienen varios
anillos unidos, a los que se denomina policíclicos.
Cicloalcanos
MÁS QUE QUÍMICA
Son hidrocarburos saturados que forman un anillo. Su fórmula genérica es
CnH2 n (donde n es igual o superior a 3) y su terminación característica es
ano. Para nombrarlos se emplea el mismo método utilizado con los alcanos,
anteponiendo al nombre de la cadena el sufijo ciclo.
El colesterol fue aislado
de la bilis en 1769; sin
embargo, su estructura
no se estableció
completamente hasta
1932. Es sabido que se
encuentra en todas las
grasas animales. Este
compuesto es capaz de
intercalarse entre los
fosfolípidos que forman
las membranas celulares,
haciéndolas más rígidas y
menos permeables.
El ciclo alcano más sencillo es el ciclopropano. Su nombre indica:
- Es una cadena cerrada.
- De tres carbonos.
- Todos unidos por enlaces simples.
CH2
CH2
CH2
Figura 16. Fórmula estructural condensada y modelo tridimensional de esferas del ciclopropano.
CH3
CH3
CH3
H
H
H
CH3
CH3
Cicloalquenos
Hidrocarburos cíclicos que presentan un enlace doble en su estructura. Para
nombrarlos emplean las mismas normas vistas en los cicloalcanos,
cambiando la terminación ano por eno.
HO
El cicloalqueno más sencillo es el ciclopropeno. Su nombre indica que:
- Es una cadena cerrada.
- De tres carbonos.
- Existe un enlace doble entre carbono – carbono.
CH
CH
CH2
Figura 17. Fórmula estructural condensada y modelo tridimensional de esferas del ciclopropeno.
En el sitio http://www.telecable.es/personales/albatros1/quimica/, podrás
encontrar modelos tridimensionales de un gran número de moléculas orgánicas.
118
TEMA 1: HIDROCARBUROS
Cicloalquinos
Hidrocarburos cíclicos que presentan un enlace triple en su estructura. Para
nombrarlos emplean las mismas normas vistas en los cicloalcanos,
cambiando la terminación ano por ino.
El cicloalquino más sencillo es el ciclopropino. Su nombre indica que:
- Es una cadena cerrada.
- De tres carbonos.
- Existe un enlace triple entre carbono – carbono.
C
C
CH2
Figura 18. Fórmula estructural condensada y modelo tridimensional de esferas del ciclopropino.
Forma un grupo de cuatro compañeros y compañeras para desarrollar la
siguiente actividad.
Habilidades a desarrollar:
- Formulación.
- Elaboración de modelos.
1. Determinen el nombre correcto para:
a.
d.
b.
e.
c.
f.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
g.
2. Establezcan la fórmula correcta y representen el modelo tridimensional para:
a. Ciclohexano
b. Ciclobuteno
c. Ciclopentano
d. Ciclohexino
e. Ciclohexeno
f. Ciclobutino
g. 1,4 - ciclohexadieno
h. 1,3,5 - ciclohexatrieno
119
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Hidrocarburos aromáticos
Se definen como los compuestos formados por ciclos que poseen varios
enlaces dobles separados por enlaces simples. Su nombre fue asignado en la
antigüedad considerando que muchos de estos compuestos presentan un
olor agradable. Posteriormente se descubrió que otras sustancias inodoras y
de olores desagradables provenían del benceno y también debían
clasificarse dentro de esta familia. Por esta razón los hidrocarburos
aromáticos son definidos como “aquellos que derivan del benceno”.
CH3
Tolueno
El benceno es una molécula cíclica hexagonal plana, que presentaría tres
enlaces simples C – C y tres enlaces dobles C = C alternados. De acuerdo
con las propiedades periódicas, estos enlaces deberían tener distintas
longitudes entre átomos de carbono vecinos; sin embargo, se ha
comprobado que los enlaces carbono – carbono son intermedios entre un
enlace C – C y uno C = C. ¿Cómo se explica este fenómeno? Mediante los
Híbridos de resonancia, ya que estos establecen que la estructura real será
el intermedio entre otras dos estructuras equivalentes.
{
1,34 Å
{
Se ha comprobado
experimentalmente que el
benceno es un compuesto
con propiedades
carcinógenas. Por ello, las
normas internacionales
permiten su contenido en
la atmósfera solo en
partes por billón (ppb) y
se aconseja reemplazarlo
por el tolueno, cuyas
propiedades son muy
similares a las del
benceno, pero no es
carcinógeno. El tolueno es
un hidrocarburo de gran
utilidad para la industria
química; por ejemplo, se
adiciona a los
combustibles como
antidetonante, y se utiliza
para la fabricación de
adhesivos y en la síntesis
del TNT.
El benceno es el miembro principal de esta familia. Fue aislado por Faraday
en 1825 como un gas. Sólo en 1834 Mitscherlich determinó su fórmula
molecular como C6H6, y el químico alemán August Kekulé (1829 – 1896)
caracterizó por primera vez la estructura del benceno, por lo que es
considerado uno de los fundadores de la química orgánica moderna.
}
{
MÁS QUE QUÍMICA
1,54 Å
Figura 19. Estructuras equivalentes del benceno.
Hidrocarburos aromáticos
Los hidrocarburos aromáticos son estables gracias a la deslocalización de
electrones en los enlaces /.
La nomenclatura básica de estos compuestos obedece a las siguientes normas:
1. Cuando el benceno presenta un radical se indica el nombre del
radical (asumiendo que está en posición 1) seguido de la palabra
benceno. Por ejemplo:
Radical “metil”
CH3
1
6
2
5
3
4
Figura 20. Estructura del metilbenceno.
120
TEMA 1: HIDROCARBUROS
2. Si presentan dos o más radicales, se enumerarán los radicales de manera
que reciban la numeración más baja.
Propil
CH3CH2CH2
Metil
CH3
3
4
CH3
MÁS QUE QUÍMICA
2
1
5
CH2CH3
Etil
6
Figura 21. Estructura del 1-etil-2,5-dimetil-4-propilbenceno.
3. Posición “orto (o–), meta (m–) y para (p–)”: estos prefijos se emplean para
identificar la posición específica de radicales en el benceno, considerando
que el radical más importante se encuentra en la posición 1. Así:
Orto (o–) indica la numeración 1 y 2.
Meta (m–) señala la numeración 1 y 3.
Para (p–) hace referencia a la numeración 1 y 4.
El naftaleno se conoce
comercialmente como
naftalina, además de
alquitrán blanco o
alcanfor blanco. Es usado
domésticamente para
ahuyentar a las polillas, y
en la industria, para la
manufactura de plásticos
de cloruro de vinilo
(PVC), tinturas y resinas.
Un derivado denominado
2-metilnaftalina es
empleado para la
obtención de vitamina K.
Por ejemplo:
CH3
CH3
1
2
CH3
CH3
1
1
3
2
2
3
3
CH3
4
CH3
Figura 22. Estructura del o- dimetilbenceno o 1,2 –dimetilbenceno; m-dimetilbenceno o
1,3-dimetilbenceno y p-dimetilbenceno o 1,4-dimetilbenceno.
4. Por otra parte, cuando el benceno actúa como radical de otra cadena se
denomina “fenilo”. Por ejemplo:
SABÍAS
QUE:
El trinitrotolueno (TNT) o
2,4,5 – trinitrometilbenceno
es un compuesto explosivo
muy estable, que fue
fabricado por primera vez
por el químico alemán
Joseph Wilbrand en 1863.
CH3CH2CHCH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3
Figura 23. Estructura del 3-fenildecano; 5-fenildodecano.
121
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Habitualmente, los compuestos aromáticos por su complejidad estructural
reciben nombres genéricos. Por ejemplo:
a. Naftaleno: Empleado
como insecticida y
matapolillas.
b. Benzopireno: Cancerígeno que se
encuentra en el humo del cigarrillo y en los
gases de combustión de los automóviles.
c. Antraceno: Materia
prima en la fabricación
de colorantes.
d. Fenantreno: Materia prima de la morfina,
medicamento clasificado como alcaloide
que se utiliza para combatir el dolor.
Reactividad en Aromáticos
El benceno es muy estable y, por ende, poco reactivo. Sin embargo, es posible
hidrogenarlo para obtener un cicloalcano y halogenarlo por sustitución.
MÁS QUE QUÍMICA
El benzopireno es un
hidrocarburo altamente
carcinógeno, presente en
todos los cigarrillos.
En la hidrogenación, el benceno (C6H6) reacciona con hidrógeno molecular
(H2) en presencia de un catalizador para formar un alcano, como se indica
en el siguiente mecanismo:
H
H
H
H
H
3H2
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
Benceno
+
Hidrógeno
Ciclohexano
Durante la halogenación, el benceno reacciona con un halógeno,
produciéndose la sustitución de átomos de hidrógeno en el benceno por un
átomo de halógeno y la formación de un hidrácido de acuerdo con el
siguiente mecanismo:
X
H
H
H
H
+
H
X2
H
H
122
H
H
H
Benceno
H
+
Halógeno
Halógeno de benceno
TEMA 1: HIDROCARBUROS
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Forma un grupo de cuatro compañeros y compañeras y desarrollen la
siguiente actividad en su cuaderno.
Habilidades a desarrollar:
- Formulación.
- Aplicación.
- Representación.
1. Determinen el nombre correcto para:
CH3
CH2CH2CH3
d.
a.
CH3CH2
CH2CH3
e.
b.
CH3
CH3CH2
CH3
CH2CH3
c.
CH2CH3
f.
CH3
CH2CH3
CH3
2. ¿En qué situaciones de la vida cotidiana se usan los hidrocarburos
aromáticos?
3. Representen la estructura tridimensional del benceno.
4. Escribe la reacción de halogenación del benceno con:
b. Br2
a. Cl2
5. Determina el nombre de los siguientes compuestos:
CH3
a.
CH3
CH3
b.
CH2–CH3
CH3
c.
CH2–CH3
CH3
En http://www.quimicaorganica.net/ puedes encontrar más información
sobre reactividad en química orgánica.
123
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Hidrocarburos de
cadenas ramificadas
SABÍAS
QUE:
Los alifáticos lineales no
ramificados son
considerados “normales”.
Es por esto que muchos
autores se refieren a ellos
con el prefijo n-, forma de
indicar que no presentarían
ningún tipo de
ramificación. Por ejemplo.
H
H
CH4
C
H
H
N-metano
Las cadenas ramificadas presentan una cadena principal y uno o varios
radicales alquilo, agrupaciones de átomos procedentes de la eliminación de
un átomo de hidrógeno en un alcano, por lo que contiene un electrón
disponible para formar enlaces. Se nombran cambiando la terminación ano
por ilo o il, como muestra el siguiente cuadro:
Alcano
Fórmula
CH4
CH3 – CH3
CH3 – CH2 – CH3
CH3 – (CH2)2CH3
CH3 – (CH2)3CH3
CH3 – (CH2)4CH3
CH3 – (CH2)5CH3
Radical alquilo
Fórmula
Nombre
– CH3
Metilo
– CH2 – CH3
Etilo
– CH2 – CH2 – CH3
Propilo
– CH2 – (CH2)2CH3
Butilo
– CH2 – (CH2)3CH3
Pentilo
– CH2 – (CH2)4CH3
Hexilo
– CH2 – (CH2)5CH3
Heptilo
Nombre
Metano
Etano
Propano
Butano
Pentano
Hexano
Heptano
Para nombrar las cadenas ramificadas, la IUPAC indica las siguientes reglas:
C4H10
H H H
H C
C
C
H
C H
H H H H
N-butano
1. Se elige la cadena más larga, es decir, aquella que en forma consecutiva
contenga la mayor cantidad de carbonos. Si el compuesto tiene enlaces
dobles o triples, se escoge la cadena con la mayor cantidad de átomos de
C posibles que congregue también estos enlaces.
Los compuestos que están fuera de la cadena principal son radicales.
Alcano
CH3 — CH — CH2 — CH2 — CH2 — CH3
Radical
Alqueno
CH2 — CH3
CH2 = CH — CH — CH2 — CH = CH — CH3
CH2 — CH2 — CH3
Alquino
Radical
CH3 — C ∫ C — CH — CH2 — CH3
Cadena principal
124
Cadena principal
CH3
Radical
Cadena principal
TEMA 1: HIDROCARBUROS
2. Se enumera la cadena. Si es alcano, se da la numeración más baja posible
al radical; y si es alqueno o alquino, a los enlaces respectivos,
independiente de la ubicación del radical.
5
4
3
2
1
CH3 — CH — CH2 — CH2 — CH2 — CH3
3
4
5
6
7
6 CH 2
2
Alcano
Radical
7 CH 1
3
• La numeración en azul es la mejor para el radical, pues le asigna el
menor localizador.
Alqueno
1
2
7
6
3
4
5
6
5
4
3
2
7
CH2 = CH — CH — CH2 — CH — CH — CH3
CH2 — CH2 — CH3
1
Radical
• La numeración en azul le da preferencia al doble enlace, asignándole
localizadores 1 y 7 y al radical 3.
Alquino
1
2
3
4
5
6
6
5
4
3
2
1
CH3 — C ∫ C — CH — CH2 — CH3
CH3
Alcano
5
6
Algunos radicales pueden
unirse a la cadena principal
de carbonos que se
encuentran intercalados en la
cadena de hidrocarburos. En
esos casos se emplean los
prefijos sec, ter, iso,
dependiendo del carbono del
cual se produzca el enlace.
CH
Radical
CH3
3. Se da nombre a la cadena considerando el siguiente orden: ubicación de
los radicales (número) – nombre del radical en orden alfabético – nombre
de la cadena principal.
4
QUE:
CH3
• La numeración en azul le da preferencia al enlace triple.
3
SABÍAS
Isopropil o secpropil
CH3
C
7
CH3 — CH — CH2 — CH2 — CH2 — CH3
CH3
CH3
CH2 — CH3
Terbutil
Radical: metil ubicado en el C número 3.
Cadena principal: siete carbonos (Hept) con enlaces simples (ano).
Nombre: 3–metilheptano.
Sec o iso: si el carbón está
rodeado por otros dos
carbonos y ter si está
rodeado por tres.
Radical
2
Alqueno
1
CH2 = CH — CH — CH2 — CH = CH — CH3
1
2
3
4
5
6
CH2 — CH2 — CH3
7
Radical
Radical: propil localizado en el carbono 3.
Cadena principal: siete carbonos (Hept) con dos (di) enlaces dobles
(eno), en los carbonos 1 y 5.
Nombre: 3–propil–1,5–heptadieno.
Alquino
CH3 — C ∫ C — CH — CH2 — CH3
1
2
3
4
CH3
5
6
Radical
Radical: metil localizado en el carbono 4.
Cadena principal: seis carbonos (Hex) con un enlace triple (ino) en el
carbono 2.
Nombre: 4–metil–2–hexino.
125
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Aplicación.
- Resolución de problemas.
- Formulación.
- Investigación.
En forma individual, trabaja en tu cuaderno y consulta a tu profesor o
profesora todas las dudas que tengas. Luego, compara con tus compañeros y
compañeras tus resultados.
1. Determina el nombre correcto de los siguientes compuestos.
CH3
a. CH3 — CH2 — CH — CH2 — CH — CH3
f.
CH2
CH3
CH2 — CH3
b. CH2 = C — CH2 — C — CH3
CH3
g.
CH2
CH3
CH2 — CH3
c. CH3 — CH2 — C = CH —CH — CH = CH2
h.
CH3
CH3
d. CH3 — C — C > C — CH2 — CH3
CH2
CH2
CH3
CH3
CH3
e. CH3 — C > C — C — CH2 — C > C — C — CH3
CH2 — CH3
CH2 — CH3
2. Determina la fórmula estructural condensada para los siguientes
compuestos.
a. 2 – metilbutano.
b. 2,2 – dimetilpropano.
c. 4 – etil – 2,5 – dimetilheptano.
d. 3,4 – dimetil – 2 – penteno.
e. 3 – propil – 1,4 – pentadiino.
f. 2 – metil – 1- buten – 3 – ino.
g. 4 – metil – 1,6 – heptadiino.
3. Investiga cómo se nombran los radicales cuyo origen son los alquenos y
los alquinos.
4. ¿Puedes establecer claramente las diferencias entre alcanos, alquenos,
alquinos, radicales y cadenas ramificadas? Para ello, elabora un paralelo y
establece sus diferencias.
126
TEMA 1: HIDROCARBUROS
Isomería
Como ya se ha estudiado, el carbono con su tretravalencia es capaz de
formar una gran cantidad y diversidad de compuestos. Pero ¿cuál es la
estructura que estos presentan?, ¿cómo era posible que dos compuestos con
la misma fórmula global tuvieron propiedades tan distintas?
La respuesta llegó a mediados del siglo XIX con la descripción de los
isómeros. Los isómeros son compuestos que presentando el mismo número
de átomos de cada clase en una molécula, tienen propiedades distintas.
Estos pueden clasificarse como:
De cadena
Constitucional o
estructural
De posición
De función
ISOMERÍA
Isomería óptica o
enantiomería
Estereoisomería
Isomería geométrica o
diastereoisomería
1. Isómeros constitucionales o estructurales: corresponden a aquellos
compuestos que teniendo la misma cantidad de átomos, se encuentran
unidos de diferente forma. Se distinguen los siguientes tipos:
A. Isómeros de cadena
Los átomos de carbono presentan ubicaciones espaciales distintas. Por
ejemplo, para la fórmula global C4H10 se pueden obtener:
CH3– CH2– CH2– CH3
CH3– CH– CH3
Butano
CH3
2-metilpropano
B. Isómeros de posición
Son aquellos compuestos que teniendo las mismas funciones químicas
(átomos o grupos de átomos distintos al C y al H) están enlazados a
distintos átomos de carbono. Por ejemplo: C5H10O
CH3 — CH2 — CH2 — CO — CH3
CH3 — CH2 — CO — CH2 — CH3
Metilpropilcetona o 2-pentanona
Dietilcetona o 3-pentanona
127
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
C. Isómeros de función
Se presentan en compuestos que teniendo la misma fórmula molecular,
poseen grupos funcionales distintos; por ejemplo, para el C3H8O:
CH3 — CH2 — CH2 — OH
CH3 — CH2 — O — CH3
Propanol
Etiloximetil o etilmetil eter
2. Estereoisómeros: son compuestos que presentan fórmulas moleculares y
enlaces iguales, pero disposiciones espaciales distintas.
MÁS QUE QUÍMICA
Las moléculas que no
sean superponibles con su
imagen especular se
denominan disimétricas o
quiral; por lo tanto, para
que una molécula posea
un enantiómero debe ser
quiral. Analizado en un
ámbito más sencillo, un
vaso de vidrio, un
martillo, una dona o un
cepillo de dientes son
todos aquirales; mientras
que un zapato, un
tornillo, un caracol o un
automóvil son quirales.
A. Enantiómeros o isómeros ópticos
Se denomina enantiómeros a las moléculas que guardan entre sí una
relación objeto–imagen especular, es decir, no son superponibles el objeto
y su imagen. Por ejemplo:
H
CI
H
F
C
C
H
F
C
H
H
CI
C
H
H
H
Figura 24. Isómero del clorofluoroetano.
Los enantiómeros se denominan también isómeros ópticos debido a que
sometidos a luz polarizada en un plano girarán a la derecha (dextrogiro)
y otro girará a la izquierda (levogiro). Un ejemplo es el comportamiento
del ácido láctico, cuya fórmula estructural es:
O
OH
OH
El ácido láctico expuesto a la luz polarizada presenta los siguientes
comportamientos:
H
H
Ácido láctico
CH3
C
COOH
Levogiro
OH
HO
C
CH3
COOH
Dextrogiro
Figura 25. Fórmula estructural del ácido láctico de la fermentación del azúcar y de
la fermentación láctica del músculo.
En http://www.maph49.galeon.com/biomol1/isomers.html repasa los
conceptos de isomería visualizando ejemplos tridimensionales.
128
TEMA 1: HIDROCARBUROS
B. Diastereoisómeros o isómeros geométricos:
Se denomina así a los estereoisómeros con doble enlace que entre sí no
guardan relación objeto–imagen, presentando diferencias sólo en la
disposición de sus átomos en el espacio. Por ejemplo, observa las
siguientes moléculas:
1
H
CH3
C=C
H
(CH2)3– CH3
CH3
2
C=C
H
(CH2)3– CH3
H
Sí ambas moléculas obedecen a la fórmula C7H14 y corresponden al
2- hepteno, ¿qué se podría hacer espacialmente para que sean idénticas? ¿Se
podría girar el carbono encerrado en el círculo rojo para que sean iguales?
Puede parecer esta una medida apropiada, pero la rotación alrededor del
doble enlace es restringida, dando origen a los isómeros geométricos.
Cuando los grupos iguales (átomos de H en este ejemplo) están en partes
opuestas de los átomos de C unidos por el doble enlace, el isómero se
denomina trans; y cuando los grupos están en la misma zona espacial, se
llama cis. Aplicando esta denominación al ejemplo anterior se obtiene:
CH3
C=C
C=C
H
(CH2)3– CH3
CH3
H
(CH2)3– CH3
trans – 2 – hepteno
H
cis – 2 – hepteno
H
1. Indica el tipo de isomería que presentan los siguientes pares de compuestos.
1 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
2 CH3 – CO – CH2 – CH3
3 CH3 – CH2 – OH
4 CH3 – CO – CH2 – CH2 – CH3
5
Tipo
isomería
Compuestos
Nº
CH3 – CH –CH – CH3
CH3 CH3
CH3 – CH2 – CO – CH3
CH3 – O – CH3
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Aplicación.
- Imaginación.
O
CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – C – H
CH3 – CH – CH2 – CH – CH2 – CH3 CH2 – CH2 – CH2 – CH – CH2 – CH3
OH
CH3
OH
CH3
H
6
COOH
H
C=C
HOOC
CH3
7
H
CH2 – CH3
C=C
HOOC
CH3
C=C
H
H
COOH
CH3
C=C
CH3
H
CH2 – CH3
En http://www.educarchile.cl/ntg/sitios_educativos/1618/article62752.html
encontrarás más información respecto a la isomeria.
129
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Visualización.
- Elaboración de modelos.
- Autoevaluación.
La finalidad de este desafío es que junto a cuatro compañeros elaboren los
modelos tridimensionales de las siguientes moléculas, respetando sus
ángulos y longitudes de enlace de acuerdo a los orbitales de hibridación.
1. Completa la siguiente tabla con la información que falta.
Nombre
Fórmula
Fórmula
Fórmula
estructural estructural
molecular
plana condensada
Clasificación
(alcano – alqueno – alquino)
Propano
CH3– CH2 – CH2 – CH3
C8H16
Buteno
CH ∫ C – CH2 – CH2 – CH3
Hexeno
CH3 – CH2 – CH2 – CH = CH – CH2 – CH3
Penteno
CH3 – CH2 – CH2 – C ∫ C – CH3
C4H6
C2H6
CH3 – CH2 – CH = CH – CH3
Hepteno
C3H4
Ciclo
propano
Benceno
3-metilbutino
Materiales:
- Dos cajas de plasticina.
- Una caja de fósforos.
- Un trozo de cartón de
40 x 40 cm.
aproximadamente.
- Un transportador.
2. Dibuja en el cuaderno la geometría molecular de cada una de las
moléculas revisadas en el punto 4. Para ello, utiliza una forma convencional
que indique la disposición espacial de los átomos en el plano:
Indica que se ubica
en el mismo plano
del papel.
C
Indica que se
encuentra detrás del
plano del papel.
Indica que se
ubica delante del
plano del papel.
3. Empleando la plasticina para simular los átomos como esferas y los fósforos
para representar enlaces, establece los modelos tridimensionales de siete
moléculas a elección.
Los modelos tridimensionales que serán elaborados por ustedes se
denominan “estructuras de esferas y palillos”. Por ejemplo:
130
TEMA 1: HIDROCARBUROS
Figura 26. Modelos tridimensionales de esferas y palillos de compuestos orgánicos.
4. Para elaborar los modelos tridimensionales considera los siguientes datos:
Enlace
C–H
C–C
C=C
C∫C
Longitudes de enlace (A)
1,09
1,54
1,34
1,21
Enlace
H–C–H
H–C–C–H
H–C=C–H
H–C∫C–H
Ángulos
109,5º
109,5º
120º
180º
5. Dispón los modelos sobre el cartón y asígnales el nombre que corresponda.
6. Evalúa tu proceso de aprendizaje, marcando en la siguiente tabla la opción
que mejor te representa.
Aspectos
L ML PL
Enumero las propiedades del carbono que hacen posible la
formación de diversos tipos de enlaces.
Trabajo en equipo, colaborando en las actividades planteadas.
Formulo alcanos, alquenos y alquinos a partir de su nombre.
Puedo realizar una investigación sencilla, buscando información en
diversas fuentes.
Establezco correctamente el nombre de los compuestos orgánicos
hasta aquí estudiados.
Puedo establecer modelos moleculares.
Puedo aplicar los conceptos o contenidos estudiados a la resolución
de ejercicios y problemas.
131
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Importancia de los hidrocarburos en Chile
La Constitución Política de Chile establece que "el Estado tiene el dominio
absoluto, exclusivo, inalienable e imprescriptible de", entre otros, "los
depósitos de carbón e hidrocarburos y las demás sustancias fósiles". En
particular señala que las sustancias contenidas en los depósitos de
hidrocarburos no es objeto de concesión de exploración y/o explotación, y,
por lo tanto, dichas actividades "podrán ejecutarse directamente por el
Estado o por sus empresas, o por medio de concesiones administrativas o de
contratos especiales de operación, con los requisitos y bajo las condiciones
que el Presidente de la República fije, para cada caso, por decreto supremo".
En este marco, el Estado de Chile ha adoptado la política de fomentar los
Contratos de Operación Petrolera a través de la Empresa Nacional de
Petróleo (ENAP), quien puede participar directamente con las empresas
privadas interesadas en este tipo de contratos.
De acuerdo a la política económica del país, en este sector existe libertad para
invertir, importar y exportar hidrocarburos líquidos, gaseosos y sólidos. Cabe
hacer notar que actualmente Chile es importador neto de hidrocarburos.
En términos generales, los precios se rigen por los mercados internacionales
a través de la paridad de importación, a excepción del gas natural. En este
caso, su precio está dado por los precios de las cuencas productoras de
Argentina y de Chile, y son reflejados en los contratos de largo plazo
libremente pactados. Es importante destacar que las empresas involucradas
deben cumplir con los estándares de calidad de los productos o servicios que
suministran de acuerdo al marco normativo vigente.
132
Revista Científica
El combustible de nuestro Cuerpo
Oxígeno, carbono, hidrógeno y nitrógeno
son los elementos más abundantes en el
organismo. La mayor parte de ellos está
presente en compuestos indispensables
para el cuerpo, como los carbohidratos,
las proteínas y las grasas.
Las reservas de energía del cuerpo se
almacenan en los carbohidratos y en
las grasas. Los primeros proporcionan,
en promedio, menos energía que los
segundos. En el intervalo entre la
liberación de energía a partir de estas
moléculas y su utilización por el
organismo, la energía se puede
almacenar durante un tiempo breve en
moléculas de un compuesto llamado
ATP (trifosfato de adenosina).
Trifosfato de adenosina (ATP)
Esta energía se libera poco a poco en alimentes adecuadamente según lo
reacciones individuales y de inmediato se indica la pirámide de los alimentos:
Adenina NH2
C
N
almacena a corto plazo en el ATP.
En términos generales, el consumo diario
N
C
C H
para un adulto promedio debería ser de
H C
Fosfatos
C N
En
la
reacción
de
almacenamiento
de
50 a 60% de carbohidratos, hasta 30% de
N
O
O
O
energía, el ADP (difosfato de adenosina) lípidos y de 15 a 20% de proteínas.
O
O P O P O P O CH
incorpora en su estructura un grupo
H
H
O
O
O
fosfato (PI) para formar ATP y agua.
H
H
ADP+PI
ATP+H2O
Para la reflexión
OH OH
Ribosa
A medida que el cuerpo necesita energía, Habilidades a desarrollar:
- Investigación.
ésta se libera por acción inversa de la
NH2
- Aplicación.
reacción de almacenamiento de energía.
N C C N
La conversión de ATP en ADP proporciona 1. Investiga, ¿por qué los carbohidratos
C H
H C
cerca de 7,3 kcal/mol por unidad de ATP.
C N
proporcionan menos energía que las
N
O
O
Ésta es la fuente de energía para
O
grasas?
O P O P O CH
diferentes funciones vitales del cuerpo, 2. ¿Cuál es la importancia de la oxidación de
H
H
O
O
H
como la digestión, la circulación de la
H
la glucosa?
+ HPO2–4 + H+
sangre,
la
respiración,
la
contracción
OH OH
3. ¿Cuál es la diferencia entre el ADP y el ATP?
muscular, la secreción glandular y la 4. ¿Cuál es la importancia del ATP para
Difosfato de adenosina (ADP)
reparación de tejidos, entre otros.
nuestro organismo?
5. Investiga y consúltale a tu profesor(a) de
La reacción primordial de liberación de Para que tu cuerpo pueda llevar a cabo,
química y de biología ¿cuál es la
energía del cuerpo es la oxidación de la con mayor eficacia, estos y muchos otros
importancia del organelo celular
glucosa (que puede obtenerse a partir de procesos imprescindibles para su correcto
denominado mitocondria en la formación
los alimentos consumidos) a CO2 y agua. funcionamiento, es necesario que te
de ATP?
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Revisemos lo aprendido: Tema 1
Desarrolla las siguientes actividades en forma
individual, consultando todas tus dudas con tu
profesor o profesora y, luego, compara los resultados
obtenidos con los de tus compañeros y compañeras.
I. Define los siguientes conceptos.
1. Hidrocarburos.
5. Hidrocarburo alifático.
2. Tetravalencia.
6. Hidrocarburo cíclico.
3. Enlace sigma.
7. Hidrocarburo aromático.
4. Enlace pi.
8. Isómeros.
II. Explica brevemente.
1. ¿Por qué el carbono puede formar enlaces muy
fuertes consigo mismo y con el hidrógeno?
2. ¿Qué enlace (sigma o pi) es más fuerte y por qué?
III. Reconoce en los siguientes compuestos los tipos de
enlace presentes entre carbono – carbono.
1. C3H8
2. CH2 = CH – CH2 – CH = CH2.
3. 3 – octino.
4. 2,4 – heptadieno.
5. C2H2
6. CH3CH2 – CH2 – CH3
IV. Completa en tu cuaderno la siguiente tabla de
VI. Nombra los siguientes compuestos.
CH3
1. CH3 – C – CH2 – CH2 – CH3
CH2
CH3
CH3
2. CH2 – C ∫ C – C – CH3
CH2 – CH3
CH2
CH3
CH3
3. CH3 – C = C – CH2 – CH
CH2
CH3
CH2
CH3
CH3
4. CH ∫ C – C – CH2 – CH2 – CH3
CH2
CH3
CH2 - CH3
5.
CH3
6.
información para los hidrocarburos alifáticos.
Enlace
Terminación
Hidrocarburo Carbono - Fórmula
en la
Carbono
nomenclatura
Alqueno
Simple
Cn H2n–2
7.
CH2 - CH3
CH2 - CH3
8.
CH3
V. Determina la fórmula estructural condensada para los
siguientes compuestos.
1. Ciclo pentano
2. 2 - metilpropano
3. 2,2 - dimetilpropano
4. 3 - metil - 1 - ciclo butil pentano
5. 2, 4, 7 - nonatrieno
6. 3 - etil - 1,4 - penta diino
7. 1,2,3 - trimetilbenceno
8. 1,3,5 - trimetil - 2 - propil benceno
134
CH2 - CH3
CH3
9. CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
10. CH3 – CH2 – CH2 – CH = C= CH – CH3
11. CH3
CH3
12. CH3
C=C
C=C
H
H
H
H
CH3
TEMA 1: HIDROCARBUROS
VII. Clasifica el tipo de isomería que presentan
los siguientes pares de compuestos:
1. CH3 – CH – CH3 y CH3 – CH2 – CH2 – CH3
CH3
2. CH3 – CH – CH3 y OH – CH2 – CH2 – CH3
OH
3. CH3 – CH2 – CH2OH y CH3 – O – CH2 – CH3
CH3
4.
CH3
C=C
H
Cl
5.
CH3
C=C
H
y
H
CH3
H
C=C
H
CH3
H
y
Cl
H
C=C
Cl
Cl
O
O
6. CH3 – CH2 – C – OH y CH3 – O – CH2 – C – H
VIII. Representa la fórmula estructural condensada
de dos isómeros para cada una de las
siguientes fórmulas moleculares:
1. C6H14
2. C4H8
3. C4H9Cl, en el que un átomo de hidrógeno
del butano ha sido sustituido por cloro.
4. C3H6Cl2, en el que dos átomos de hidrógeno
del propano han sido sustituidos por átomos
de cloro.
IX. Escribe las siguientes reacciones químicas:
1. Combustión del etano.
2. Hidrogenación del propeno.
3. Halogenación con flúor (F2) del metano.
4. Adición de ácido fluorhídrico (HF) al hexeno.
5. Adición de un agente asimétrico (HX) al butino.
Autoevaluación
Revisa el nivel de logro de los aprendizajes esperados
para este tema. Recuerda ser honesto(a) al responder.
Sólo así podrás revisar aquellos aspectos que
consideras que no han sido logrados completamente.
Marca con una X el casillero que correponda.
Logrado (L): Has logrado plenamente.
Medianamente Logrado (ML): Has logrado
parcialmente el aprendizaje, aún falta trabajar algunos
aspectos.
Por lograr (PL): Aún no logras el aprendizaje, debes
seguir trabajando para hacerlo.
Aspecto a evaluar
L ML PL
Distingo un compuesto orgánico de
uno inorgánico.
Identifico un alcano de un alqueno y
un alquino.
Comprendo y reconozco un enlace sigma
y uno pi.
Reconozco mis errores y trato de
enmendarlos.
Puedo nombrar cadenas ramificadas
correctamente.
Identifico isómeros y el tipo de isomería
que presentan diversos compuestos.
Actúo responsablemente en el trabajo
individual y en equipo.
Puedo relacionar fórmulas y nombres de
compuestos orgánicos.
Valoro la importancia del carbono como
elemento indispensable para la vida.
Trato con respeto a mis compañeros y
profesor/a.
Soy honesto/a en mi trabajo, con mis
compañeros/as y profesor/a.
He aprendido habilidades de
observación, razonamiento e
investigación, así como las de exposición
y comunicación de resultados
experimentales o de indagación.
Distingo una fórmula estructural de
una condensada.
Utilizo el conocimiento y la información
para conocer la realidad.
Aplico la creatividad en la formulación de
preguntas e hipótesis.
135
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
TEMA 2
Grupos funcionales
Estudiarás en este tema:
• Caracterización de los
grupos funcionales;
introducción a la
nomenclatura de
compuestos orgánicos.
• Representación mediante
modelos tridimensionales
de moléculas orgánicas
con distintos grupos
funcionales. Nociones de
estereoquímica.
• Usos actuales y
potenciales de
compuestos orgánicos de
importancia industrial,
doméstica y farmacéutica.
• Debate informado acerca
de la contribución de la
química orgánica al
bienestar de las personas.
• Reacciones de oxidación
de moléculas orgánicas.
Aspectos
estequiométricos y
energéticos.
• Destilación de una bebida
alcohólica y estimación
del grado alcohólico.
Un gran número de compuestos orgánicos, además de carbono e hidrógeno,
presentan oxígeno, halógenos y nitrógeno, entre otros átomos, consignando a
la molécula una serie de características y propiedades particulares.
Grupos funcionales
Ácido carboxílico
R - COOH
Ésteres
R-COOR’
Cetonas
R-CO-R’
Alcoholes
R - OH
Éteres
R-O-R’
Aminas
R-NH2
Amidas
R-CONH2
Aldehídos
R-COH
Y para comenzar...
Escribe la mejor respuesta que imagines para cada una de las preguntas.
1. ¿Qué información te entrega el organizador?
2. ¿Qué otros ejemplos podrían corresponder a los distintos grupos funcionales?
3. ¿Qué asociación puedes establecer respecto de los hidrocarburos y los
grupos funcionales?
4. Si tienes una muesta de una sustancia orgánica, ¿qué pruebas harías para
determinar a qué sustancia corresponde?
5. Determina la formula estructural plana de los siguientes compuestos y
encierra en un círculo los grupos funcionales.
a. CH3CH2OH
d. CH3CH2CHO
g. CH3CH2CH2NH2
b. C4H10O
e. CH3COCH2CH3
h. C10H18
c. CH3OCH3
f. CH3CH2COOH
i. CH3CH2CH2Cl
Comparte con tu compañero o compañera las respuestas.
136
Haluros
R-X
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Reconocimiento de grupos funcionales
CIENCIA EN ACCIÓN
Estudiaremos:
- Grupos funcionales.
Introducción
Trabajarás a continuación en la identificación experimental de tres grupos
funcionales: los ésteres, los ácidos carboxílicos y alcoholes, cada uno de los
cuales son ampliamente utilizados en la industria química.
Paso 1: La observación
Antes de iniciar la actividad experimental, procede a observar y registrar
características físicas del butanol y del ácido acético. Este proceso será
fundamental para el análisis de datos.
Paso 2: Preguntas de investigación
Proponemos las siguientes:
1. ¿Cuál es la reacción química entre el butanol, el ácido acético y el
ácido sulfúrico?
2. ¿Cuál es la reacción química entre el ácido acético y el bicarbonato
de sodio?
3. ¿Cuál es la reacción química entre el butanol y la mezcla entre el
permanganato de potasio y el ácido sulfúrico?
4. ¿Cuáles son las características de los alcoholes (representados por el
butanol), los ácidos carboxílicos (representados por el ácido acético) y un
éster qué podrás observar gracias al diseño experimental?
Paso 3: Formulación de hipótesis
Con la ayuda de tu profesor(a) e investigando en diversas fuentes,
establece respuestas probables para las preguntas de investigación y la
hipótesis experimental.
Paso 4: Diseño experimental
Lee con atención cada una de las indicaciones y consulta al profesor(a) las
dudas que surjan en el trabajo junto a tus compañeros y compañeras.
Experimento 1: Identificación de ésteres
1. En un tubo de ensayo, mezcla 2 mL de butanol con 2 mL de ácido acético.
2. Agrega a la mezcla 10 a 15 gotas de H2SO4.
3. Calienta suavemente por 10 minutos a baño María.
4. Retira el tubo del baño y disuelve su contenido en 6 mL de agua.
Habilidades a desarrollar:
- Observación.
- Reconocimiento.
- Caracterización.
Materiales
• Seis tubos de ensayo.
• Mechero.
• Trípode - rejilla.
• Tres pipetas.
• Tres gotarios.
• Un vaso precipitado de
400 mL.
• Una pinza de madera.
• 7 mL Butanol
(OHCH2 CH2CH2 CH3).
• 7 mL de ácido acético.
(CH3COOH).
• 2 mL de ácido sulfúrico
concentrado (H2SO4).
• 2 mL de solución saturada
de bicarbonato de sodio
(NaHCO3).
• 5 mL de solución 0,5% de
permanganato de potasio
(KMnO4).
Experimento 2: Identificación de ácidos carboxílicos
En un tubo de ensayo dispón 5 mL de ácido acético y agrega gotas de
solución de bicarbonato hasta observar cambios.
137
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Experimento 3: Identificación de alcoholes
En un tubo de ensayo limpio y seco deposita 3 mL de butanol, 3 mL de
KMnO4 y 3 gotas de H2SO4. Calienta suavemente durante 10 segundos.
PRECAUCIÓN:
Recuerden seguir las
instrucciones de seguridad que
les da el profesor o profesora.
Trabajarán con un ácido
concentrado; por ello, deben
prevenir su derramamiento y
evitar entrar en contacto directo
con él. Además, calentarán una
solución directamente sobre la
llama del mechero. Recuerden
emplear la pinza de madera
para operar con él y apuntar el
extremo de la boca del tubo
hacia un lugar despejado.
CUIDA EL AMBIENTE:
Una vez terminada la
experiencia, agrega a cada
tubo cinco gotas de solución de
hidróxido de sodio para
neutralizar la acción del ácido
sulfúrico. Luego, elimina el
contenido por el desagüe y
deja correr el agua por
unos segundos.
138
Paso 5: Registro de observaciones
Anota las observaciones de cada una de las reacciones estudiadas y pon
atención en los cambios físicos experimentados.
Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos
Ordena los datos en una ficha de registro como la siguiente:
Olor
Reacción experimentada
Alcohol
Ácido acético
Éster
Paso 7: Análisis de datos
Responde las preguntas de investigación planteadas anteriormente. En cada caso
con la ayuda de su profesor o profesora escribe las ecuaciones químicas que
explican las reacciones de cada experimento.
Anota la fórmula extendida de los grupos funcionales identificados y relaciona
con tus observaciones experimentales.
Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados
Establecer las conclusiones respecto a la validez de la hipótesis establecida y
comunicar los resultados será la actividad que desarrollarás a continuación.
Para ello, compara los resultados obtenidos con la hipótesis y concluye.
Posteriormente, elige una de las siguientes formas de comunicar los resultados:
1. Informe de laboratorio.
2. Díptico informativo.
3. Panel informativo.
Si escogen desarrollar el informe, elabórenlo según las indicaciones
propuestas en la unidad II, tema 1 y entregue una copia al profesor.
Si eligen el díptico informativo, deberá sacar copias para entregar a sus
compañeros y compañeras y a su profesor(a).
Por último, si el elegido es el panel informativo, una vez terminado pégalo en
el lugar que indique tu profesor(a) en la sala de clases o en el laboratorio.
Paso 9: Evaluación del trabajo realizado
Para cerrar el proceso experimental evaluando la actividad realizada comparte
en el grupo las siguientes preguntas.
1. ¿Qué hemos aprendido respecto al trabajo en equipo?
2. ¿Cuáles fueron las fortalezas y debilidades del trabajo realizado?
3. ¿Qué aprendimos respecto a los grupos funcionales orgánicos?
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Funciones orgánicas
El átomo, o grupos de ellos, que confiere a un compuesto propiedades
particulares se denomina “grupo funcional”, siendo los más comunes: ácido
carboxílico, alcohol, éster, amina, amida, aldehído, cetona, éter y haluros.
Según el grupo funcional que presente cada compuesto orgánico se
clasifican en:
Compuestos orgánicos
Oxigenados
Éteres
Ácidos carboxílicos
Halogenados
Aldehídos
Cetonas
SABÍAS
QUE:
Puedes observar en la tabla
de grupos funcionales que
varios de ellos contienen el
grupo C = O
denominado carbonilo.
Nitrogenados
Amidas
Aminas
Ésteres
El siguiente cuadro resumen, muestra el átomo o grupo de átomos
característico de cada función orgánica y los prefijos y/o sufijos que la
nomenclatura moderna (IUPAC) les asigna en orden de preferencia.
Fórmula Terminación Nomenclatura
como
extendida característica
sustituyente
Fórmula
condensada
carboxi-
-oato
oxicarbonil-
-amida
carbamoíl-
-al
formil-
-ona
oxo-
=
-oico
=
O
Ácido carboxílico R-COOH
=
Grupo
funcional
R–C–OH
O
R–C–O–R1
O
R–C–NH2
O
R-COOR
Amida
R-CO-NH2
Aldehído
R-COH
Cetona
R-CO-R1
R–C–H
O
R–C–R1
Alcohol
R-OH
R–OH
-ol
hidroxi-
Amina
R-NH2
R–NH2
-amina
amino-
Éter
R-O-R1
R–O–R1
-oxi-
oxi-, oxa-
Alqueno
doble enlace
H
R – C = C – R1
H
-eno
...enil-
-ino
...inil-
Alquino
triple enlace
R – C > C – R1
Haluros
R-X
=
=
Éster
H
R1
C=C
R1
H
R–C>C–R1
R–X
flúor-, clorobromo-, iodo-
R y R1 representan diferentes cadenas de hidrocarburos.
139
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Compuestos halogenados
Estos compuestos se obtienen de hidrocarburos, en cualquiera de sus tipos,
que al ser sintetizados sustituyen uno o más átomos de hidrógeno por
átomos de halógenos (F, CI, Br, I), lo que es representados como:
R-X donde
R= Hidrocarburo
X= Halógeno
En la naturaleza estos compuestos prácticamente no se encuentran, no
obstante lo anterior son de gran importancia industrial al ser empleados
como disolvente y/o en la síntesis (obtención) de otros compuestos, razón
por la cual deben ser sintetizados (producidos) por el hombre a gran escala.
Sus usos son diversos y van desde industriales, farmacéuticos y domésticos
como por ejemplo:
1. El clorometano CH3Cl, empleado en la síntesis de gemas
2. Tricloro metano CHCl3, empleado antiguamente como anestésico
3. Diclorodifluorometano CF2Cl2, empleado como refrigerante en aires
acondicionados y en refrigeradores.
Se nombran indicando la posición y nombre del halógeno seguido del
nombre de la cadena principal (ramificada o no); por ejemplo:
Ejemplo 1
CH2Cl – CH2 – CH3
1
2
3
Se observa: un átomo de cloro en el carbono 1 y una cadena
con enlaces simples de tres carbonos.
Nombre
Cloropropano.
Ejemplo 2
CH2 = CH – CCl2 –CH3
1
2
3
4
Se observa: dos átomos de cloro en el carbono 3 y una cadena
de cuatro carbonos con un enlace doble en el carbono 1.
Como función orgánica, el doble enlace tiene preferencia sobre
el halógeno.
Nombre
3,3 - diclorobuteno.
La reacción de eliminación es la más común de los halogenuros. Ésta se
caracteriza por la pérdida de átomos de hidrógeno y un halógeno
(deshidrohalogenación) en medio básico fuerte y a altas temperaturas,
formando alqueno, agua y liberando una sal. Su mecanismo es:
H
MOH +
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Identificación.
140
H
R—C—C—X
H
Base fuerte
H
+
H
R—C=C +
H
+
MX
H
halogenuro
alqueno
1. Determina el nombre de los siguientes haluros:
a. CH3Cl
b. CHCl3
H2O
c. CH2 = CF – CH2 – CH2F
d. CH ∫ C – CHCl – CH3
+
agua
+ sal
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Alcoholes
Compuestos que contienen un grupo hidroxilo (–OH), formados al
reemplazar uno o más hidrógenos de un hidrocarburo por uno o más de los
grupos alcohólicos. Su fórmula general es:
R – OH
Para nombrarlos se indica la ubicación del grupo funcional seguido del
nombre de la cadena con la terminación característica –ol. Por ejemplo:
CH3 – CH2 – CH2OH
3
2
1
Se observa: el grupo funcional –OH y una cadena de tres
carbonos con un enlace simple.
Nombre
1 - propanol.
CH2OH – CH2 – CHOH – CH3
1
2
3
4
Se observa: dos grupos funcionales – OH en los carbonos 1 y
3, en una cadena de cuatro carbonos con un enlace simple.
Nombre
1,3 – butanodiol.
Dependiendo de la sustitución del carbono al que se une el grupo hidroxilo,
un alcohol puede ser:
Primario: Cuando el grupo OH está unido a un carbono primario (el
primero o final de la cadena) según la fórmula general: R–CH2–OH
Por ejemplo:
R — CH2 – OH
CH3–CH2–CH3–OH
1-Propanol
Secundario: Grupo OH está unido a un carbono secundario, según la
fórmula general:
R
R — CH – OH
CH3-CH-OH
MÁS QUE QUÍMICA
Un gran número de
hidrocarburos halogenados
son de importancia
comercial; por ejemplo, el
triclorometano CHCl3,
conocido genéricamente
como “cloroformo”, es un
líquido con aplicaciones
anestésicas; y el dicloro
difenil tricloroetano
(hidrocarburo
polihalogenado) fue
empleado durante años
como insecticida, hasta que
se comprobó que
permanecía en los suelos
por largos espacios de
tiempo sin descomponerse
y que además era
liposoluble, por lo cual se
acumulaba en los tejidos
grasos de los animales.
CH3
2-propanol
Terciario: El grupo OH está unido a un átomo terciario, según la
fórmula general:
Terciario
R
R – C – OH
R
CH3
CH3 C – OH
CH3
2-metil - 2-propanol
141
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Los alcoholes presentan entre sus características una zona hidrofóbica de
carácter apolar representada por el hidrocarburo y una hidrofílica o polar,
en la cual se encuentra el grupo –OH.
Dicha polaridad se produce porque el oxígeno tiene hibridación sp3 con dos
pares de electrones no enlazantes. La electronegatividad del átomo (O)
provoca la polarización del enlace O–H y del C–O, produciendo la aparición
de momentos dipolares.
Es sabido que “lo semejante disuelve a lo semejante”y, por ende, una
sustancia polar se disolverá en otra polar y una apolar en otra apolar.
Aplicando la norma a los alcoholes, se puede suponer que un extremo de su
cadena podría disolverse en agua y el otro no, esto hace la diferencia con
los hidrocarburos.
H
H
H
H—C—C—C
H
H
H
Zona hidrofóbica.
O—H
Zona
hidrofílica.
Sus puntos de fusión y ebullición son elevados debido a la formación de
enlaces puente de hidrógeno.
El etanol por ejemplo, empleado como “alcohol desnaturalizado”en el hogar
tiene una tº de ebullición de 78 ºC, baja si la comparas con la del agua (100 ºC).
MÁS QUE QUÍMICA
La reacción de oxidación
del etanol (compuesto
presente en los vinos) con
aire produce ácido
etanoico o ácido acético
(principal componente del
vinagre), razón por la que
los vinos se “avinagran”.
Dentro de los alcoholes se encuentran los “fenoles”, compuestos en los que el
grupo funcional -OH está enlazado a un hidrocarburo aromático, según la
formula general.
Ar -OH donde Ar=Hidrocarburo aromático
Son denominados como hidroxiderivados del benceno, se caracterizan por ser
líquidos de elevados puntos de ebullición o sólidos de olores muy fuertes. Por
la presencia del anillo bencénico sus propiedades son muy distintas a la de los
alcoholes de cadenas alifáticas.
Son ejemplos:
OH
OH
OH
1,2-dihidroxibenceno
1-hidroxibenceno o “Fenol”
Las reacciones más comunes que presentan:
1. Los alcoholes y fenoles son aquellas que poseen enlace O – H.
2. Los alcoholes son las producidas por la ruptura del enlace C – OH.
Por ejemplo:
Reacción de eliminación: es la producida por la ruptura del enlace C – OH
en medio ácido y altas temperaturas (sobre los 120 ºC).
142
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Los alcoholes enfrentan la protonación (ataque de un ión positivo de
hidrógeno) del grupo - OH, formando un alqueno y agua de acuerdo con el
siguiente mecanismo:
H
H
H
R–C–C–O–H
H
H
HX
t°
MÁS QUE QUÍMICA
R – C = C + H2O
H
H
Reacción de sustitución: es la reacción de alcoholes con hidrácidos (HX),
produciéndose la sustitución del grupo - OH por el halógeno (X), lo que da
como producto un haluro de alcano y agua de acuerdo con el siguiente
mecanismo:
H
H—C—H
H — C — OH
H
H
+
HX
H—C—H
H—C—X
+
H2O
H
El propanotriol (OHCH2 –
OHCH – CH2OH),
conocido comúnmente
como glicerina, es un
alcohol utilizado en la
industria cosmética para
la fabricación de cremas
y jabones.
El metanol (CH3OH) es
un alcohol que se obtiene
de la destilación seca de
la madera. Su consumo es
altamente nocivo para el
organismo, pues
metabólicamente se
transforma en
formaldehído y ácido
fórmico, impidiendo el
transporte de oxígeno a
la sangre.
El etanol (CH3CH2OH),
en cambio, es el alcohol
presente en las “bebidas
alcohólicas”y se obtiene
por fermentación de
azúcares y almidón
presentes en frutas y
verduras.
1. Determina el nombre de los siguientes alcoholes:
a. CH3CH2OH
b. CH ∫ C – CHOH – CH3
c. CH3 – CHOH – CHOH – CH3
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Identificación.
- Aplicación.
2. Establece cuál de los siguientes alcoholes es primario, secundario
y terciario.
H
CH3
c. CH3 – C –OH
a. CH3 – C – OH
b. CH3 – CH2 – CH2 – OH
CH3
CH3
3. Establece la ecuación química correcta para las siguientes reacciones:
a. Reacción de eliminación del butanol.
b. Reacción de sustitución del propanol con ácido clorhídrico (HCl).
143
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
CIENCIA EN ACCIÓN Destilación de bebida alcohólica
Estudiaremos:
- Proceso de destilación de una bebida alcohólica.
Habilidades a desarrollar:
- Elaboración.
- Manipulación.
Materiales
• Un equipo de destilación.
• Un matraz de Erlenmeyer.
• Tres vasos precipitados de
250 mL.
• Un trípode.
• Un mechero.
• Una rejilla.
• Un termómetro.
• Una probeta de 100 mL.
• 120 mL de vino tinto.
Montaje de un equipo de
destilación.
PRECAUCIÓN:
La llama del mechero debe
permanecer alejada del
matraz de Erlenmeyer en el
cual recibirán el destilado,
pues se trata de un
compuesto inflamable.
144
Introducción
El etanol (CH3CH2OH) es el alcohol presente en las “bebidas alcohólicas”. Se
obtiene por fermentación de azúcares y almidón, produciendo dióxido de
carbono. El objetivo de esta experiencia es obtener un alcohol mediante la
destilación de una bebida alcohólica.
Paso 1: La observación
Antes de iniciar esta actividad, investiga qué relación tienen el grupo orgánico
“alcohol” con las bebidas alcohólicas. Luego, observa las características físicas
de la bebida alcohólica que destilarás.
Paso 2: Preguntas de investigación
Gracias a la destilación de la bebida alcohólica podrás obtener un alcohol
puro. ¿Cuáles crees que serán sus propiedades?
Paso 3: Formulación de la hipótesis
Para formular inferencias respecto a la pregunta de investigación investiga en
diversas fuentes (libros, artículos, internet) las propiedades de los alcoholes y
establece una hipótesis.
Paso 4: Diseño experimental
1. En un vaso precipitado deposita 20 mL de la bebida alcohólica. Luego
introduce el termómetro y procede a calentar hasta registrar su
temperatura de ebullición.
2. Arma el equipo de destilación. Sigue atentamente las instrucciones de tu
profesor o profesora para obtener el sistema que muestra la siguiente figura.
3. En la probeta, mide 100 mL de la bebida alcohólica.
4. Deposita en el balón de destilación los 100 mL de la bebida.
5. Inicia el enfriamiento del tubo refrigerante.
6. En el extremo del tubo refrigerante dispón el matraz de Erlenmeyer para
recibir el destilado.
7. Comienza a calentar el balón de destilación y continúa hasta que tres
cuartas partes de la bebida se evaporen.
8. En un vaso precipitado deposita el destilado que se encuentra en el matraz
Erlenmeyer (máximo 20 mL), introduce un termómetro y procede a calentar
para registrar su punto de ebullición.
Paso 5: Registro de observaciones
Registra tus observaciones respecto al olor de los reactivos y sus puntos
de ebullición.
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos
Usando la siguiente tabla de registro, ordena los datos de la actividad
experimental.
Aspectos \ Sustancia
Bebida alcohólica
Destilado
Color
Olor
Punto de ebullición
Paso 7: Análisis de datos
Observa con atención los datos obtenidos.
1. Elabora un gráfico de los puntos de ebullición versus sustancia, agregando a
esos datos el punto de ebullición del agua (100 °C). Recuerda las
instrucciones entregadas para la correcta elaboración de gráficos. Si no las
recuerdas revisa la página 57 de la Unidad I.
a. Compara los puntos de ebullición. ¿A qué conclusiones llegaste?
b. ¿Qué pueden establecer respecto de los alcoholes?
c. ¿Cómo crees que se puede determinar el grado alcohólico? ¿Qué
métodos se usarían?
2. ¿Qué función cumple el tubo refrigerante en el proceso de destilación?
3. Explica técnicamente qué ha ocurrido durante el proceso de evaporación y
qué relación tiene la comparación de los puntos de ebullición.
4. De acuerdo con tus conclusiones, ¿por qué se establece en este laboratorio
como precaución mantener alejada la llama del mechero del matraz en el
que reciben el destilado?
Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados
Para comunicar los resultados al curso y profesor(a) elabora un informe de
laboratorio. Recuerda aplicar las instrucciones entregadas en la Unidad II, tema 1
para su confección.
Un proyecto de investigación permite responder a un problema
práctico mediante el diseño, realización de un experimento y
evaluación del resultado. Chequea cuáles de estos pasos ejecutas.
Pasos de un proyecto de investigación
1. Identificar un problema.
2. Buscar información en diversas fuentes.
3. Planteamiento de una hipótesis.
4. Diseñar el experimento.
5. Realización del experimento.
6. Registrar datos.
7. Interpretar los datos.
8. Elaborar las conclusiones.
9. Evaluar los resultados.
10. Aplicar lo aprendido a situaciones nuevas.
Sí
A veces
No
145
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Éteres
MÁS QUE QUÍMICA
El dietiléter o eteretílico
fue empleado durante
años como anestésico,
hasta que se comprobó
que, entre otras,
producía severas
inflamaciones en las
vías respiratorias.
Son compuestos que se consideran derivados del agua (H – O – H) o del
alcohol (R – OH), y cuando se sustituyen en ellos el hidrógeno (H) por
cadenas carbonadas, generan la función éter R – O – R1.
Donde R y R1 pueden ser cadenas alifáticas (R), aromáticos (Ar), y si ambas
cadenas son iguales serán considerados éteres simétricos.
Para nombrarlos se indican las cadenas carbonadas seguidas del sufijo -éter.
Por ejemplo:
1. Ambas cadenas son idénticas.
CH3CH2 – O – CH2CH3
Dietiléter.
Simétricos
o
o
2. Cadenas distintas.
CH3 – O – CH2 CH2CH3
Metil - propiléter.
Asimétricos
o
Estos compuestos se caracterizan por presentar temperaturas de fusión y
ebullición bajas respectos a los alcoholes y los fenoles, razón por la cual son
gases a temperatura ambiente en su mayoría y cuando se encuentran en
estado líquido, estos son muy volátiles.
Los éteres se pueden obtener por reacción de condensación, en la que
moléculas de alcohol en presencia de ácido sulfúrico (H2SO4) como
catalizador se deshidratan de acuerdo con el siguiente mecanismo:
R – CH2 – OH + R – CH2 – OH
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Identificación.
- Aplicación.
146
H2 SO4
R – CH2 – O – CH2 – R + H2O
1. Determina el nombre correcto de los siguientes éteres:
b. CH3CH2OCH2CH3
a. CH3OCH2CH3
2. Escribe la fórmula estructural condensada para:
a. Dibutiléter.
b. Etil - hexiléter.
3. Establezca las siguientes reacciones:
a. Formación del dipentileter por reacción de condensación
b. Reacción del pentanol con el etanol en ambiente ácido por presencia
de ácido sulfúrico.
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Aldehídos
Los aldehídos contienen el grupo funcional carbonilo (C = O). Éste se une
al carbono terminal de una cadena y el enlace libre del carbono se une a
un hidrógeno:
O
R–C–H
Para nombrarlos se contabiliza el carbono del grupo funcional en la cadena y se
cambia la terminación del alcohol (–ol) por –al. En cambio, cuando la función
–CHO está unida a ciclo o aromáticos se emplea el sufijo “-carbaldehído”.
Por ejemplo:
1. CH3 – CHO
2
1
Etanal
2. CHO – CH2 – CH2 – CHO
1
2
3
4
Butanodial
CHO
MÁS QUE QUÍMICA
El metanal o
formaldehído fue
descubierto en 1867 por
el químico alemán August
W. von Hofmann.
Actualmente es utilizado
en adhesivos para la
fabricación de placas de
madera aglomerada.
3.
Ciclopentanocarbaldehido
Los aldehídos se obtienen por la oxidación de alcoholes, en la que se pierde
un hidrógeno del grupo –OH y otro del carbono contiguo al grupo según el
siguiente mecanismo:
H
R–C–O–H
O
R–C–H
H
1. Escribe el nombre correcto para:
a. CH3CH2CH2CHO.
b. CHOCH2CHO
2. Determina la fórmula de:
a. 1,3,5 - ciclohexanotricarbaldehído.
b. 1,3 ciclopentanodicarbaldehído.
3. Escribe la ecuación de oxidación del propanol que da origen a un aldehído.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Identificación.
- Aplicación.
Cetonas
Las cetonas R–CO–R1 presentan cadenas carbonadas (idénticas o distintas)
unidas al grupo funcional carbonilo (CO). Para nombrarlas se consideran
dos numeraciones distintas:
1. Enumerar contabilizando el carbono del grupo funcional dentro de la
cadena y nombrar el compuesto reemplazando la terminación -o del
hidrocarburo por -ona.
2. Considerar las cadenas como radicales, nombrando estos en orden
alfabético seguido del sufijo -cetona.
Si las cadenas que se unen al grupo funcional son iguales, se dice que
la cetona es simétrica; por el contrario, si son distintas, se llama
cetona asimétrica.
O
CH3 – C – CH3
Cetona simétrica
O
CH3 – CH2 – C – CH3
Cetona asimétrica
147
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Nomenclatura
Compuestos
Nomenclatura
Considerando el grupo funcional
parte de la cadena
Considerando radicales
O
O
||
||
CH3 – CO – CH3
CH3 – C – CH3
Dimetilcetona
CH3 – C – CH3
Propanona
O
O
CH3 – CH2 – CO – CH3
||
||
CH3 – CH2 – C – CH3
Butanona
CH3 – CH2 – C – CH3
Etilmetilcetona
No se asigna nombre de
esta forma, pues el
carbono no se cuenta
dentro de la cadena.
CO
C
O
Difenilcetona
En los aldehídos y en las cetonas, el carbono y el oxígeno del grupo
carbonilo (C=O) tienen hibridación sp2 y se encuentran en el mismo plano
que los otros dos sustituyentes (R) con ángulos de enlace de 120º.
R
120º
H
H
120º
C
O
120º
120º
H
120º
C
O
120º
Cetona
Aldehído
El oxígeno del grupo carbonilo tiene dos pares de electrones solitarios y,
además, es más electronegativo que el carbono, lo que provoca una
polarización del enlace C=O, generando carga parcial positiva sobre el
carbono y negativa sobre el oxígeno.
b<
C
O
b+
Dicha polaridad hace que los puntos de ebullición de aldehídos y cetonas
sean más elevados por los de los hidrocarburos de masa molecular similar,
debido a la interacción entre dipolos.
En estos compuestos, además es imposible el enlace intermolecular entre sí
por “puente hidrogeno”, razón por la cual las temperaturas de ebullición
son menores que las de los alcoholes correspondientes.
Sin embargo, si es posible que formen enlaces puente hidrógeno con el
agua, lo que explica que se solubilicen en el agua aldehídos y cetonas de
baja masa molecular y que disminuye conforme aumenta el número de
carbonos en la cadena.
148
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Ambos compuestos se obtienen mediante oxidación suave y controlada de
alcoholes, como muestran los siguientes ejemplos:
Aldehídos
R–CH2–OH
Alcohol primario
Agente oxidante
H
R–C =O
Aldehído
*agente oxidante puede ser el dicromato de potasio (K2 Cr2 O7) o el agua
oxigenada (H2O2)
O
Agente oxidante
Cetonas
R–OH–CH2–R1
R–C–R1
Alcohol secundario
cetona
1. Establece el nombre correcto de los siguientes compuestos:
a. CH3CH2COCH2CH3
b. CH3COCH2CH2CH2CH3
2. Determina la fórmula estructural plana de los compuestos:
a. Dibutilcetona.
b. Etilhexilcetona.
c. Fenilpropilcetona.
3. Investiga:
a. ¿Qué producto se obtiene de la oxidación de un alcohol primario y de uno
secundario? Establece los mecanismos de reacción correspondientes.
b. ¿Qué es la ozonólisis de alquenos y qué productos se forman?
c. Explique el proceso de hidratación de alquinos para obtener cetonas.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Identificación.
- Aplicación.
Ácidos carboxílicos
Estos compuestos poseen el grupo funcional “ácido carboxílico”(R–COOH).
Se caracteriza por presentar una importante polaridad debido al doble
enlace C=O y al grupo hidroxílico (OH), que interaccionan mediante
puentes de hidrógeno con otras moléculas como el agua, alcoholes u otros
ácidos carboxílicos.
120º
R
O
C 120º
109º
120º
O
H
__+
SABÍAS
QUE:
La hidrólisis de ésteres
en medio básico se
denomina saponificación,
proceso clave en la
fabricación de jabones.
Presentan altos puntos de ebullición, en comparación con otros
hidrocarburos de masa molecular similar. Los 8 primeros ácidos carboxílicos
(8 carbonos totales, saturados), son líquidos de olor fuerte y desagradable,
mientras que los de mayor masa molecular son sólidos y de aspecto grasoso,
razón por la cual son comúnmente “ácidos grasos”.
La nomenclatura de los ácidos carboxílicos requiere contabilizar el carbono
del grupo funcional dentro de la cadena principal, anteponer al nombre la
palabra “ácido–“ y agregar al nombre del alcano el sufijo “-oico”. Por ejemplo:
149
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
MÁS QUE QUÍMICA
El ácido metanoico
denominado
comúnmente “ácido
fórmico”es producido en
grandes cantidades por
las hormigas (del latín
formica) como medio de
defensa al producir la
sensación de urticaria.
1. H – COOH
Ácido metanoico
2. CH3 – COOH
Ácido etanoico.
3. CH3CH2CH2–COOH
Ácido butanoico.
4. COOH – CH2CH2CH2 – COOH
Ácido pentanodioico
COOH
5.
Ácido o-benzodioico
COOH
Los ácidos carboxílicos pueden obtenerse en forma directa por la reacción
de oxidación de aldehídos en medio ácido, según el mecanismo:
O
R—C—H
Aldehído
O
K2Cr2O7
Medio ácido
R — C — OH
Ácido carboxílico
o de alcoholes primarios, según el mecanismo de reacción:
O
R — CH2 — OH
Alcohol
K2Cr2O7
Medio
ácido
R—C—H
O
K2Cr2O7
Medio
ácido
Aldehído
R — C — OH
Ácido carboxílico
Otra reacción, característica de este tipo de compuestos, es la esterificación
que ocurre al calentar un ácido orgánico en presencia de un alcohol,
obteniendo como producto un éster.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Identificación.
- Aplicación.
1. Determina el nombre de los siguientes compuestos:
b. COOHCH2COOH
a. CH3CH2COOH
2. Escribe la fórmula de los siguientes compuestos:
a. Ácido propanoico
b. Ácido heptanoico
3. Formule las siguientes reacciones químicas:
a. Obtención del ácido hexanoico y del alcohol de dos carbonos a partir
de un éster en medio ácido.
b. Reacción del pentanoato de propilo con hidróxido de sodio.
c. Obtención del ácido butanoico y del etanol por reacción de éster y
agua en medio ácido.
150
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Ésteres
Son compuestos que se forman al sustituir el hidrógeno de un ácido
carboxílico por una cadena de hidrocarburos.
O
O
R—C
R—C
O—H
O — R’
Éster
Ácido carboxílico
Para nombrarlos, se reconoce el radical enlazado al carbono del grupo
–COO– al cual se le asigna la terminación “–ato”(contabilizando el carbono
del grupo funcional), seguido del nombre del radical enlazado al oxígeno
del grupo –COO–.
Revisemos algunos ejemplos:
Fórmula
Estructura
Nombre
O
CH3COOCH2CH3
2
CH3CH2CH2COOCH3
Etanoato
CH3 — C — O — CH2 — CH3
de etilo
1
O
CH3 — CH2 — CH2 — C — O — CH3
4
3
2
Butanoato
de metilo
1
Como se revisó anteriormente, los ésteres se obtienen principalmente por
esterificación. Además, pueden ser descompuestos por sustancias ácidas o
básicas, obteniéndose como producto un ácido carboxílico o su sal
(respectivamente) y un alcohol, según los siguientes mecanismos:
Medio ácido:
O
R1 –C
+
O – R2
O
H2O
R1–C
+ HO –R2
O–H
Ácido
Éster
Alcohol
Medio básico:
O
R1 –C
+
O – R2
Éster
O
MOH
Base
R1–C
MÁS QUE QUÍMICA
Muchos ésteres tienen
olor característico, por lo
cual son utilizados
industrialmente para
generar sabores y
fragancias artificiales,
como butanoato de
metilo, olor a piña;
metanoato de etilo, olor a
frambuesa; etanoato de
pentilo, olor a plátano;
pentanoato de pentilo,
olor a manzana; etanoato
de octilo, olor a naranja.
+ HO – R2
O–M
Sal de ácido
Alcohol
Los ésteres en general son líquidos volátiles y de olores agradables,
insolubles en agua.
Es posible encontrarlos en muchas frutas, por ejemplo:
1. Butanoato de etilo, aroma característico de la piña.
2. Etanoato de etilo, aroma característico del plátano
3. Etanoato de bencilo, aroma característico del jazmín.
151
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Amidas
Estos compuestos derivan de los ácidos carboxílico por sustitución del
grupo -OH por un grupo amino: - NH2, - NHR o - NRR´, donde R y R´
representan cadenas hidrocarbonadas, dando origen a aminas primarias,
secundarias o terciarias, respectivamente.
MÁS QUE QUÍMICA
Las poliamidas forman
parte muy importante del
sistema fisiológico y
participan en reacciones
tan importantes como la
síntesis de ADN,
crecimiento y
diferenciación celular.
O
R1 – C – N – H
H
O
R1 – C – N – R2
H
O
R1 – C – N – R2
R3
Amida primaria
o sencilla
Amida secundaria
o N– sustituida
Amida terciaria o
N– disustituida
Para nombrar las amidas primarias se sustituye en el nombre del ácido del
cual proviene la terminación “-oico”por “-amida”. Por ejemplo:
O
CH3 — C — N — H
2
1
(CH3CONH2) Etanamida.
H
En amidas sustituidas se debe especificar qué radical se enlaza al nitrógeno
(N) del grupo amino anteponiendo la letra N. Por ejemplo:
O
CH3CONHCH3 CH3 — C — N — CH3
2
1
2
1
(CH3CONHCH3)
N – metiletanamida
H
Las amidas se pueden obtener por reacción química de ésteres, denominada
amonolisis, en la que un éster reacciona con amoniaco (NH3), produciendo,
además de la amida, un alcohol. El mecanismo de esta reacción es:
R–COOR’
Éster
NH3
+
Amoniaco
R–CONH2 +
Amida
ROH
Alcohol
En la hidrólisis de amidas (reacción con agua) se produce la sustitución en
el grupo amido del -NH2 por el grupo -OH del agua, formando un ácido
carboxílico y amoniaco de acuerdo con el mecanismo:
O
R – C – NH2 +
Amida
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Identificación.
- Aplicación.
152
H2O
Agua
O
R – C – OH +
NH3
Ácido carboxílico Amoniaco
1. Determina el nombre correcto de:
b. CH3CH2CONHCH2CH3
c. CH3CONCH3CH3
a. CH3CH2CH2CONH2
2. Representa mediante una ecuación química:
a. Obtención del ácido etanoico y amoniaco por reacción del etanamida
y agua.
b. Obtención de la butanamida y el propanol por amonolisis.
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Aminas
Se consideran derivadas del amoniaco (NH3), al sustituir uno y hasta tres de
sus hidrógenos por radicales orgánicos. Dependiendo del número de H
reemplazados, se pueden obtener:
..
..
N
H
..
N
R
N
H
R
R
R
H
R
R
Amina primaria
Amina secundaria
Amina terciaria
Las aminas primarias se nombran reemplazando la terminación “-o”del
radical alquílico por “-amina”. Por ejemplo:
CH3CH2NH2
Etilamina
En las aminas secundarias y terciarias, el radical con mayor cantidad de
carbonos recibirá la terminación “-amina” y el o los otros se anteponen al
nombre, indicando su enlace al nitrógeno del grupo funcional con el prefijo
“N-“. Por ejemplo:
CH3
CH3CH2NH2
CH3CH2NHCH2CH3
CH3NCH3
Etilamina
Dietilamina
Trimetilamina
Estos compuestos se caracterizan por presentan hibridación sp3 en el
nitrógeno del grupo funcional y un par de electrones libres, lo que provoca
una disposición tetraédrica de sus sustituyentes:
••
N
Presentan una baja masa molecular aquellas que se encuentran en estado
gaseoso o líquido muy volátil, presentando olores “amoniacales”o a pescado.
1. Determina el nombre correcto de:
c.
a. CH3CH2CH2CH2NH2
b. CH3CH2NHCH3
d.
CH3CH2NHCH2CH3
NH
SABÍAS
QUE:
Las aminas primarias,
secundarias o terciarias
también son denominadas
aminas sencillas, Nsustituidas o aminas
simples y N-disustituidas,
siendo estas últimas
simples o mixtas, si los
radicales son idénticos o
distintos, respectivamente.
MÁS QUE QUÍMICA
Entre las aminas
importantes se
contabilizan la urea como
diamida (NH2CONH2),
que se forma en el hígado
de seres humanos y
mamíferos como producto
final del metabolismo y es
eliminada a través de la
orina. Asimismo, la
adrenalina es una
hormona “vasoactiva”
estimulante del sistema
nervioso, que es secretada
en situaciones de alerta
por las glándulas
suprarrenales que
contiene en su estructura
un grupo amino.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Identificación.
- Aplicación.
153
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Compuestos orgánicos
polifuncionales
Corresponde a compuestos que tienen más de un grupo funcional. Para
nombrarlos se escoge el grupo con mayor prioridad de acuerdo con la Tabla
de la página 139.
El sufijo del nombre del compuesto corresponde al del grupo funcional de
mayor prioridad; los demás grupos se citan como sustituyentes (prefijos). La
cadena principal es la más larga que contenga a ese grupo funcional y se
numera de tal forma que el grupo funcional principal reciba el índice más
bajo posible. Si el grupo funcional principal ocurre más de una vez en el
compuesto, la cadena principal será aquella que pase por el mayor número
de ocurrencias de ese grupo.
Observa los siguientes ejemplos:
CH3
NH
COOH
Ácido 3-(metilamina) butanoico
3-alil-2,4-pentanodiona
3-etil-3-buten-2-ona
Usos actuales de los compuestos orgánicos
A lo largo de la unidad haz visto ejemplos de la versatilidad de los
compuestos orgánicos y de la inmensa gama de utilidades que se dan a estos.
Desde la pirolisis del petróleo, procedimiento fundamental para fraccionar los
hidrocarburos hasta la obtención de insumos para el hogar, como velas
aromáticas, materias primas para la industria, por ejemplo la fabricación del
plástico y base fundamental de la industria farmacéutica, por ejemplo la
obtención de analgésicos, los compuestos orgánicos constituyen un recurso
valioso para el ser humano. Revisemos algunos ejemplos:
El ácido etanoico o ácido acético (CH3COOH) es empleado en la producción
de plástico, como alimento (vinagre), fabricación de colorantes, insecticida,
elaboración de varios productos farmacéuticos, puede obtenerse por:
• Oxidación catalítica de los gases del petróleo.
• Oxidación del etanal.
• Reacción del alcohol metílico con monóxido de carbono
El ácido ascórbico o Vitamina C, se encuentra naturalmente en frutas cítricas,
caracterizándose por ser soluble en agua y en alcohol. Es empleado como
antioxidante y preservativo de alimentos como por ejemplo la mantequilla, la
leche, bebidas y vinos.
OH
HO
CH2
O
CH
O
Ácido Ascórbico
HO
OH
En http://www.acienciasgalilei.com/qui/pdf-qui/iupac-form-organica.pdf visita
para conocer más detalles de la nomenclatura de compuestos polifuncionales.
154
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Otro ejemplo, de uso cotidiano es el ácido cítrico (C6H8O7), también
obtenido a partir de frutas cítricas como la naranja y el limón, es empleado
como antioxidante en alimentos como los de conservas, leche, vinos, además
de actuar como agente “quita manchas”del acero inoxidable y otros metales.
Las velas aromáticas, actualmente usadas como elementos decorativos en
nuestros hogares, pueden presentar en su composición algunos ésteres,
compuestos de agradable olor, como por ejemplo el butanoato de bencilo
cuyo aroma es el de las rosas.
CH3
CH2
COO
CH2
Butanoato de bencilo
De acuerdo a los datos de la estructura de los diferentes grupos funcionales,
construye modelos tridimensionales de las siguientes moléculas utilizando:
rojo- O, blanco -H, negro -C, azul -N, verde-Cl.
a. Triclorometano, usado como disolvente orgánico.
b. Etano, alcohol presente en los vinos.
c. Dietiléter, empleado durante muchos años como anestésico.
d. Metano, compuesto utilizado como adhesivo en la fabricación de placas
de madera aglomerada.
e. Propanona o acetona, utilizada en la fabricación de plásticos, fibras,
medicamentos entre otras sustancias.
f. Acido etanoico (ácido acético), presente en el vinagre.
g. Butanoato de etilo, éster presente en las piñas, otorgándole su olor
característico.
h. Metanomida, es un combustible que desprende humos tóxicos en caso
de incendios.
Para diseñar y elaborar los modelos considera las siguientes longitudes
de enlace.
Enlace
C–H
C–C
C–O
C=O
Longitudes de enlace
1,07 Å
1,54 Å
1,43 Å
1,23 Å
Enlace
O–H
C–N
N–H
C–Cl
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
-Clasificación.
-Caracterización.
-Formulación.
-Elaborar modelos.
Materiales:
• Fósforos o
mondadientes.
• Plasticina roja, blanca,
negra, azul, verde.
• Transportador.
Longitudes de enlace
0,94 Å
1.47 Å
0,98 Å
1,27 Å
155
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Polímeros
Los polímeros (poli - muchas; mero - parte) son macromoléculas formadas
por la unión de pequeñas moléculas denominadas monómeros. Se
caracterizan por ser compuestos generalmente volátiles, de alta viscosidad
(si son líquidos) y textura vidriosa o sólida. Pueden ser lineales si están
formados por una cadena única de monómeros, o ramificados, al presentar
más de una cadena.
MÁS QUE QUÍMICA
El primer polímero 100%
sintético obtenido fue la
baquelita, preparada por
el químico belga Leo
Hendrik Baekeland en
1909 a partir del
formaldehído y del fenol.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Investigación.
- Aplicación.
MÁS QUE QUÍMICA
Es altamente probable
que tú y tu familia usen
polímeros a diario;
ejemplos de ellos son la
lana y la seda, ambos
polímeros naturales,
utilizados en la
elaboración de prendas
de vestir.
Naturalmente se encuentran en los vegetales y animales; además, se
producen sintéticamente mediante la polimerización por paso o en cadena.
Estos últimos son comúnmente denominados plásticos por su facilidad para
moldearlos y deformarlos.
Así, podemos clasificar los polímeros de la siguiente manera:
a. Polímeros naturales.
b. Polímeros semisintéticos, que se obtienen por la transformación de
polímeros naturales en sintéticos.
c. Polímeros sintéticos.
1. Averigua los usos de diferentes polímeros naturales y sintéticos.
2. ¿Qué polímeros están presentes en las siguientes sustancias o cosas?
- Papas para hacer puré.
- Medias de nylon.
- Carne de vacuno para hacer un asado.
- El azúcar de la remolacha.
Aminoácidos
Los aminoácidos son moléculas que contienen un grupo carboxilo (-COOH)
y un grupo amino (NH2-), siendo su fórmula general NH2 - CH R - COOH,
donde R es una cadena hidrocarbonada.
H
O
H
H
N
C
H
R
C
O
Figura 27. Fórmula estructural de un aminoácido.
Existen 20 aminoácidos que son clasificados según las propiedades de su
cadena lateral (R). Así tenemos: ácidos, como Asp y Glu; básicos, como,
Lys, Arg e His; hidrófilos (polar) como Ser, Thr, Cys, Tyr, Asn y Gln, e
hidrófobo (apolar) como Gli, Ala, Val, Leu, Ile, Met, Pro, Phe y Trp. Diez de
ellos pueden ser sintetizados por el ser humanos y los otros, denominados
esenciales, pues son los que el cuerpo humano requiere para construir las
proteínas, que, a su vez, son la base de los tejidos, deben ser ingeridos
mediante la dieta, como: Val, Leu, Ile, Phe, Tyr, Metm Thr, Lys, Arg e His. Sin
embargo, hay otros que pueden desempeñar distintas funciones. A partir de
ello, los aminoácidos se pueden clasificar en: codificables o universales y
156
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
modificables o particulares, siendo los primeros aquellos que permanecen
como tal en las proteínas y los segundos, los obtenidos como resultado de
diversas modificaciones químicas posteriores a la síntesis química de proteínas.
Nombre
Abreviatura
Estructura
O
Isoleucina
OH
Ile
H
NH2
O
Leucina
Leu
OH
H
NH2
O
Lisina
Lys
NH2
OH
H
NH2
O
S
Metionina
Met
OH
CH3
H
NH2
O
Fenilalanina
Phe
OH
H
NH2
OH
Treonina
O
Thr
OH
NH2
H
O
Triptofano
OH
Trp
N
H
NH2
H
OH
Tirosina
O
Tyr
OH
NH2
H
O
Valina
Val
OH
NH2
H
Sólo en niños
O
NH
Arginina
Arg
OH
N
NH2
Histidina
H
NH2
H
H
N
His
O
OH
N
NH2
H
Tabla 1. Aminoácidos esenciales.
En http://www.joseacortes.com/galeriaimag/biomoleculas/index.htm/ podrás
encontrar la estructura de diversas moléculas de interés biológico.
157
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Proteínas
Son macromoléculas de peso molecular elevado, formadas por aminoácidos
unidos por enlaces peptídicos. Pueden clasificarse en dos grandes grupos: las
proteínas simples (holoproteínas), que contienen sólo aminoácidos, y las
conjugadas (heteroproteínas), que además de aminoácidos presentan un
grupo prostético (parte de la estructura de la proteína que no está compuesta
por aminoácidos, sino por otros elementos o estructuras químicas).
MÁS QUE QUÍMICA
Las proteínas forman
parte de la estructura
básica de los tejidos
(músculos, tendones, piel,
uñas, etc.), además de
cumplir funciones
metabólicas y
reguladoras, y ser la base
de la estructura del ADN.
Los péptidos, estructura primaria de la proteína, están compuestos por la
unión de aminoácidos por enlace peptídico, que es un enlace covalente
formado entre el grupo carboxilo de un aminoácido y el grupo amino del
siguiente, dando lugar al desprendimiento de una molécula de agua, tal
como muestra la siguiente ecuación:
R
O
R‘
O
NH2 – CH – C – OH + NH2 – CH – C – OH
R
O
R‘
O
NH2 – CH – C – NH – CH – C – OH + H2O
Enlace peptídico.
Esta unión se puede repetir infinitas veces, generando cadenas de longitud
y secuencia variables que han sido clasificadas convencionalmente como:
Fibras musculares.
a. Oligopéptidos: cadenas formadas por menos de 10 aminoácidos.
- Dipéptidos: cadenas formadas por 2 aminoácidos.
- Tripéptidos: cadenas formadas por 3 aminoácidos.
- Tetrapéptidos: cadenas formadas por 4 aminoácidos.
b. Polipéptidos: cadenas formadas por más de 10 aminoácidos.
Cada péptido o polipéptido se suele escribir, convencionalmente, de
izquierda a derecha, empezando por el extremo N-terminal, que posee un
grupo amino libre, y finalizando por el extremo C-terminal, en el que se
encuentra un grupo carboxilo libre, de tal manera que el eje o esqueleto del
péptido, formado por una unidad de seis átomos (-NH-CH-CO-), es
idéntico a todos ellos. Lo que varía de unos péptidos a otros, y por
extensión de unas proteínas a otras, es el número, la naturaleza y el orden o
secuencia de sus aminoácidos.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Investigación.
- Aplicación.
158
1. Determina en qué alimentos puedes encontrar los aminoácidos esenciales
que debemos consumir en la dieta.
2. ¿Qué sucederá si no se ingieren los alimentos que contienen
aminoácidos esenciales?
3. Señala algunas fuentes de proteínas.
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Lípidos
Corresponden a un conjunto de moléculas orgánicas compuestas por
carbono e hidrógeno y en menor cantidad oxígeno. Su característica
principal es ser generalmente hidrofóbicos, es decir, insolubles en agua y
solubles en disolventes orgánicos. Se denominan genéricamente grasas, aun
cuando estas últimas son sólo un tipo de lípidos y no los representa en su
total complejidad y función.
Los lípidos son ésteres que se forman por la reacción de la glicerina y
ácidos carboxílicos de cadena larga (ácidos grasos), tal como muestra el
siguiente mecanismo:
CH2OH
HOOC – R
CH2O – C – R
O
CHOH
HOOC – R
CHO – C – R
–3H2O
CH2OH
HOOC – R
O
CH2O – C – R
O
Glicerina
Ácido Grasos
Triglicéridos
En su estructura poseen una parte polar y otra gran parte apolar, lo que les
permite actuar hidrofílicamente (con el agua) e hidrofóbicamente (con
disolventes orgánicos). Esta característica hace a sus moléculas anfipáticas
(con porciones hidrofóbicas e hidrofílicas).
Entre las funciones de los lípidos se encuentran: energética - reserva de
agua - producción de calor - estructural - informativa - catalítica.
Se clasifican en:
1. Lípidos saponificables: que agrupan a los que contienen ácidos grasos en
su molécula y producen reacciones químicas de saponificación y se
subdividen en:
a. Lípidos simples: Como grasas y ceras.
b. Lípidos complejos: Entre ellos se encuentran los fosfolípidos y
glicolípidos.
2. Lípidos insaponificables: corresponden a los lípidos que no poseen
ácidos grasos en su estructura y no producen reacciones de
saponificación. Entre ellos se encuentran:
a. Terprenos: como retinoides, carotenos, tocoferoles.
b. Esteroides: como esteroles, sales y ácidos biliares.
c. Prostaglandinas: como el líquido seminal.
1. Explica químicamente cómo es posible que el jabón “limpie”.
2. Investiga la importancia biológica de las funciones que cumplen los
lípidos en los seres vivos.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Investigación.
- Aplicación.
159
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Carbohidratos
Desde el punto de vista químico, los carbohidratos son aldehídos o cetonas
polihidroxiladas, o productos derivados de ellos por oxidación, reducción o
sustitución, que están formados por átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno.
HO
HO
OH
OH
Figura 28. Estructura de la ribosa.
Los carbonos de este tipo de compuestos se encuentran enlazados a grupos
alcohólicos (-OH) y a un grupo cetónico (- C = O) o a un grupo aldehído
(- CHO).
Los carbohidratos se pueden clasificar en:
1. Monosacáridos simples: corresponden a aldehídos o cetonas
polihidroxilados. Aquellos que presentan la función aldehído se denominan
aldosas y los que contienen la función cetona, cetosas. Por ejemplo:
CH2OH
H
C=O
H – C – OH
CH2OH
C=O
HO – C– H
H – C – OH
H – C – OH
CH2OH
Aldosa
Cetosa
2. Oligosacáridos: polímeros de hasta 20 unidades de monosacáridos
mediante enlaces glicosídicos. Pueden hidrolizarse en monosacáridos.
3. Polisacáridos: formados por la unión de más de 20 monosacáridos
simples. Dependiendo de la función que presenten, se subclasifican en:
los de función de reserva, tales como el almidón, glucógeno y dextranos,
y los de función estructural, tales como la celulosa y los xilanos.
160
TEMA 3: GRANDES
MOLÉCULAS
ORGÁNICAS
Revista
Científica
La principal fuente de energía
Adaptación de http://www.zonadiet.com/nutricion/hidratos.htm
Los carbohidratos también llamados
glúcidos son los compuestos orgánicos
más abundantes en la biosfera. Se
pueden encontrar casi de manera
exclusiva en alimentos de origen vegetal,
aunque también en los tejidos animales,
constituyendo la fuente de energía básica
para las actividades celulares y, por
ende, cumplen un rol fundamental
en el metabolismo, razón por la cual
es indispensable su presencia en la
dieta diaria.
Entre las funciones que los glúcidos
cumplen en el organismo están las
energéticas, de ahorro de proteínas, de
regulación del metabolismo de las grasas
y estructural.
Energéticamente, los carbohidratos aportan
4 Kcal (kilocalorías) por gramo de peso
seco, es decir, sin considerar el contenido del
agua que puede contener el alimento.
Cubiertas las necesidades energéticas, una
pequeña parte se almacena en el hígado y
músculos como glucógeno, el resto se
transforma en grasas y se acumula en el
organismo como tejido adiposo. Por ello,
se recomienda que mínimamente se
efectúe una ingesta diaria de 100 gramos
de hidratos de carbono para mantener los
procesos metabólicos, considerando
además que si el consumo es insuficiente:
- Se utilizarán las proteínas para fines
energéticos, relegando su función plástica.
- Las grasas se metabolizan anormalmente,
acumulándose en el organismo cuerpos
cetónicos, que son productos intermedios
de este metabolismo, provocando así
problemas (cetosis).
mencionar a la glucosa y la fructosa, que
son los responsables del sabor, dulce de
muchos frutos. Con estos azúcares
sencillos se debe tener cuidado, ya que
tienen atractivo sabor y el organismo los
absorbe rápidamente. Su absorción
induce a que nuestro organismo secrete la
hormona insulina, que estimula el apetito
y favorece los depósitos de grasa. Así, por
ejemplo, el azúcar, la miel, el jarabe de almidón en maltosa (dos moléculas de
arce (maple syrup), mermeladas, jaleas y glucosa). La maltosa, en la pared intestinal,
golosinas son hidratos de carbono simples vuelve a ser trasformada en glucosa.
y de fácil absorción.
Estas mismas enzimas intestinales son las
Los carbohidratos complejos son los encargadas de transformar a todos los
polisacáridos, formas complejas de carbohidratos en monosacáridos, los que
múltiples moléculas. Entre ellos se son absorbidos por el organismo pasando
encuentran la celulosa, que forma la al hígado donde posteriormente serán
pared y el sostén de los vegetales; el transformados en glucosa. Ésta pasa al
almidón, presente en tubérculos como la torrente sanguíneo y llevada a las células
patata, y el glucógeno, en los músculos e para ser oxidada (quemada). La que no es
quemada, se transforma en glucógeno, el
hígado de animales.
cual se almacena en el hígado y en
El organismo utiliza la energía proveniente músculos, mientras que el resto se
de los carbohidratos complejos de a poco, transforma en grasa, que se acumula,
por eso son de lenta absorción. Se los generando un aumento de peso corporal,
encuentra en los panes, pastas, cereales, esto siempre y cuando se mantenga una
arroz, legumbres, maíz, cebada, centeno, vida muy sedentaria y se ingiera más
glucosa de lo que se gasta o quema, la que
avena, etc.
se depositará como grasa, ya sea entre los
En la alimentación normal se deben órganos vitales, o bajo la piel.
incorporar entonces carbohidratos simples
y complejos, proteínas y lípidos además de Para la reflexión
Habilidades a desarrollar:
vitaminas y minerales.
- Asociación.
La digestión de los carbohidratos
complejos comienza en la boca a través de
la saliva, la que descompone los almidones;
luego en el estómago, donde gracias a la
acción del ácido clorhídrico, la digestión
continúa, y termina en el intestino delgado.
Los carbohidratos simples son los Allí una enzima del jugo pancreático,
monosacáridos, entre los cuales podemos llamada amilasa actúa y transforma el
- Aplicación.
1. ¿Es importante ingerir carbohidratos?
2. ¿Los carbohidratos siempre producen
aumento de peso?
3. ¿Qué alimentos contienen carbohidratos?
4. De acuerdo con los datos entregados, ¿es
conveniente que las personas diabéticas
consuman altas dosis de carbohidratos en
sus alimentos?
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Revisemos lo aprendido: Tema 2
Desarrolla en tu cuaderno las siguientes actividades
propuestas y revísalas junto a tu profesor(a) para
establecer tu nivel de logro.
I. Términos pareados: establece la asociación,
anotando el número del grupo funcional en la
fórmula condensada y el ejemplo que corresponde.
Grupo
funcional
1. Amida
2. Ester
3. Ácido
4. Amina
5. Alcohol
6. Haluro
7. Éter
8. Cetonas
9. Aldehído
10. Alquino
Fórmula
condensada
____ R–C∫C–R
____ R–CO–R'
____ R–OH
____ R–COO–R'
____ R–COOH
____ R–NH2
____ R–CONH2
____ R–O–R'
____ R–X
____ R–CHO
Ejemplo
____ Pentanodiol
____ Propanodial
____ Pentanona
____ Dietiléter
____ Ácido hexanoico
____ Cloroetano
____ Pentanoato de metilo
____ Butanamida
____ Butino
____ Pentilamina
II. Determina el nombre correcto de los siguientes
compuestos:
1. CH3 – CH2 – CHCI – CH2 – CH3
2. CHBr3
3. CH3 – CH2 – CH – CH = CH2
I
Cl
4. CH3 – CH2 – CHOH – CH3
5. CH3 – (CH2)3 – CH2 – O – CH2 – (CH2)3 – CH3
6. CH3 – CH2 – O – CH2 – CH2 – CH3
7. CH3 – CH2 – CHO
8. CH3 – CH2 – CH2 – CH3
O
II
9. CH3 – CH2 – C – CH2 – CH2
I
CH3
CH3
I
10. CH3 – CH2 – C – CH2 – CH3
I
COOH
162
III. Establece la fórmula estructural condensada
de los siguientes compuestos:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
2, 2 - dimetil -3 - hexanol
1, 2, 3, 4, 5, 6 - hexaclorociclohexano
2 - fluorhexano
3- cloro - 2, 2 - dimetilbutano
Dietiléter
Butilpropiléter
2- hexenodial
4- hexanona
Etilmetilcetona
Ácido etanodioico
IV. Escribe la fórmula estructural condensada y el
nombre del compuesto más sencillo en el que
se pueden presentar cada uno de los nueve
grupos funcionales.
V. Clasifica los grupos funcionales de acuerdo con
las siguientes características:
a. Aquellos que sólo contienen H - C y O en
su estructura.
b. Aquellos que presentan N en su estructura.
c. Aquellos que presentan el grupo carbonilo
en su estructura.
d. Propiedades físicas y químicas.
VI. Escribe las ecuaciones químicas que
representan las siguientes reacciones:
a. Oxidación del heptanol.
b. Reacción de eliminación del 1 - hexanol
en medio ácido.
c. Reacción de sustitución del 2 - pentanol
con ácido clorhídrico (HCl).
d. Amonolisis del etanoato de metilo.
e. Obtención del dietiléter por condensación
de alcohol por ácido sulfúrico.
f. Oxidación del 2 - metil - 1 - propanol.
g. Deshidrihalogenación del cloropropano
en medio básico por NaOH.
h. Esterificación del ácido pentanoico
con propanol.
i. Reacción de sustitución entre el ácido
butanoico y el propanol.
j. Oxidación del butanal en medio ácido.
k. Reacción del butanoato de etilo con agua
en medio ácido.
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
VII. Responde brevemente
a. ¿Por qué los éteres se consideran derivados
del agua o de un alcohol?
b. ¿Cuál es la diferencia estructural entre los
alcoholes primarios, secundarios y terciarios?
c. ¿Cómo se obtienen los ésteres a partir de
un ácido carboxílico?
d. ¿Por qué las aminas se consideran
derivadas del amoniaco?
VIII. Relaciona los compuestos orgánicos con
algunas aplicaciones en la industria, en el
hogar y en la salud, marcando sí o no
según corresponda.
Aplicaciones de los
Sí / No
compuestos orgánicos
1. Se usa la aspirina (ácido acetilsalicílico)
para aliviar los dolores de cabeza.
2. El benceno es un solvente orgánico
empleado en la industria.
3. Las bolsas de polietileno se emplean
como materiales aislantes.
4. Los recipientes plásticos son utilizados,
en el hogar y en la industria, para
almacenar sustancias.
5. Los solventes orgánicos se pueden
mezclar con el agua.
6. Los jabones son productos para eliminar
las grasas de las manos.
7. El aceite puede utilizarse para preparar
alimentos en el hogar.
8. La mantequilla puede ser de origen
animal o vegetal.
9. El éter etílico se empleaba como
anestésico.
10. El alcohol etílico se emplea en la
fabricación de vinos, cervezas y licores.
11. El formaldehído se usa en la fabricación
de placas de madera aglomeradas.
12. Las esencias utilizadas en la
elaboración de jaleas son ésteres.
13. La sacarosa se obtiene de la
industria azucarera.
14. La cera de abejas es un tipo de lípido.
Autoevaluación
Sé honesto(a) al responder. Sólo tu sabrás estas
respuestas, y tu resultado te permitirá revisar
aquellos aspectos que consideras que no han sido
completamente logrados.
Recuerda marcar con una X el casillero que mejor
representa el estado actual frente a los
aprendizajes esperados.
Logrado (L): Has logrado plenamente.
Medianamente Logrado (ML): Has logrado
parcialmente el aprendizaje, aún falta trabajar
algunos aspectos.
Por lograr (PL): Aún no logras el aprendizaje,
debes seguir trabajando para hacerlo.
Aspecto a evaluar
L ML PL
Caracterizo los grupos funcionales en
compuestos orgánicos.
Puedo identificar el grupo carbonilo en
los diferentes grupos funcionales
orgánicos que lo contienen en su
estructura.
Conozco las reglas de nomenclatura
para nombrar compuestos que contienen
grupos orgánicos.
Reconozco propiedades estructurales y
modos de reacción de los distintos
grupos funcionales estudiados.
Puedo indicar algunos usos de los
distintos grupos funcionales estudiados.
He aprendido habilidades de
observación, razonamiento e
investigación, así como las de exposición
y comunicación de resultados
experimentales o de indagación.
Aplico la creatividad en la formulación
de preguntas e hipótesis.
Reconozco el nombre de los principales
grupos funcionales orgánicos aplicando
reglas simples de nomenclatura y
represento sus fórmulas, indicando
además algunos de sus usos.
Reconozco algunas aplicaciones comunes
de compuestos orgánicos industriales,
domésticos y farmacéuticos relevantes.
163
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Síntesis de la Unidad 3
Se presentan a continuación conceptos fundamentales, estudiados en esta Unidad, que debes usar para
completar el mapa conceptual.
Polisacáridos - nucleótidos - anillo y grupo funcional - alifático - saponificables - homocíclicos - aminoácidos amida - alimento - carbohidratos - aldehídos - saturados - alquenos - oligosacáridos - alcohol - cetona - polímero
sintético - proteínas - aminas - anillos distintos - alicíclicos - alcanos - benceno - insaturados - heterocíclicos ácidos nucleicos - disacáridos - lípidos - ácidos grasos - alquinos - éster - ácidos carboxílicos - antracenos naftaleno.
Carbono
da origen a
Hidrocarburos
Grupos funcionales
Macromoléculas orgánicas
pueden ser
se clasifican en
Éter
(1)
(5)
Cíclicos
Aromáticos
Plásticos
(22)
por ejemplo
Polímeros naturales
(23)
se clasifican en
(14)
pueden ser
(2)
(4)
(27)
Cicloalcanos
(15)
(7)
están
(3)
(6)
(9)
se
clasifican
en
(10)
Alquinos
(11)
(16)
Haluros
(17)
(18)
pueden
ser
están
(24)
formadas
por
(25)
(26)
Esenciales
su unidad
básica son
se obtienen a
partir de los
Monosacáridos
(28)
No
esenciales
están
formados
por
(34)
que al
unirse
forman
(32)
(29)
(8)
(19)
(12)
son
producidos
por el
(30)
Glicerol
se
clasifican
en
(20)
(13)
Cuerpo
humano
(31)
(33)
(21)
Insaponificables
164
FICHA 3
FECHA:
H3C
H3C–CH=C–CH=CH–CH
CH3
CH3
6. La fórmula molecular CnH2n corresponde a:
I. Cicloalcanos.
II. Alcanos.
III. Alquenos.
Lo correcto es
a. sólo I
b. sólo II
c. sólo III
d. sólo I y II
e. sólo I y III
3,3,6 trimetil dihexeno.
1,1,4 trimetil hexeno.
1,1,4 trimetil hexadieno.
3,6 dimetil 2,4 heptadieno.
2,5 dimetil 3,5 heptadieno.
2. La molécula de cloroformo tiene la siguiente
conformación: CH Cl3. De ella se deduce que:
a. Hay 4 enlaces covalentes polares.
b. La valencia del cloro en la molécula es 7.
c. El hidrógeno se enlaza al carbono mediante
“puente de hidrógeno”.
d. El estado de oxidación del cloro es -3.
e. La valencia del carbono es 6.
3. El producto de la siguiente reacción es:
CH3
H3C–C=CH–C=CH2 + 2 HBr
CH3
a.
b.
c.
d.
e.
/
NOMBRE:................................................................................
1. El nombre IUPAC para la siguiente estructura es:
a.
b.
c.
d.
e.
/
2,4 dibromo 2,4 dimetil pentano.
3,5 dibromo 2,4 dimetil pentano.
2,4 dibromo 3,5 dimetil pentano.
2, 2, 4, 4 tetrabromo pentano.
2,4 dimetil 2 bromo penteno.
4. El p-cloro fenol tiene fórmula general:
a. C6H5OCl
b. C6H6OCl2
c. C6H7OCl2
d. C6H6OCl
e. C6H5O2Cl
5. El compuesto orgánico CH3 - CH2 - O - CH2 - CH3
presenta una cadena:
a. Alifática, saturada, homogénea y normal.
b. Cíclica, insaturada, heterogénea y ramificada.
c. Abierta, insaturada, heterogénea y normal.
d. Alifática, saturada, heterogénea y normal.
e. Alifática, aromática, normal e insaturada.
7. Al hacer reaccionar un ácido carboxílico con un
alcohol, se obtiene un compuesto orgánico que se
caracteriza por poseer el grupo funcional:
a.
b.
c.
d.
e.
- CONH -O- CHO
- CO - COO -
8. El polietileno utilizado en la fabricación de bolsas
de plástico presenta un monómero llamado etileno,
que es un gas. Esto permite afirmar que:
a. El polímero tiene idénticas propiedades que el
monómero que lo forma.
b. Todas las insaturaciones del monómero se
mantienen en el polímero.
c. El monómero mantiene sus características
dentro del polímero.
d. El estado físico del monómero debe ser el
mismo del polímero.
e. Las características del polímero son muy
distintas a las del monómero que lo forma.
9. Cierto compuesto tiene fórmula molecular C3H8O.
Este puede ser un:
a. Alcohol o un éter.
b. Aldehído o una cetona.
c. Alcohol o una cetona.
d. Éter o un aldehído.
e. Alcohol o un aldehído.
10. Polimerización, fermentación y saponificación
son procesos químicos de cuyas reacciones
resultan, respectivamente:
a.
b.
c.
d.
e.
Teflón, propanotriol y etanol.
Teflón, etanol y glicerol.
Alcohol etílico, teflón y propanotriol.
Etanol, glicerol y teflón.
Glicerol, teflón y etanol.
FOTOCOPIABLE
Camino a...
UNIDAD 4
Disoluciones
Introducción
Cuando alguien te indica “mezcla esto con aquello”, sabes
que se refiere a la unión de dos “sustancias” en un espacio
común. En artes, por ejemplo, más de alguna vez debiste
“mezclar” colores para obtener otro distinto o cambiar el
tono original y “sin querer” ya estabas “haciendo” química.
En alguna ocasión tuviste que mezclar el color amarillo con
el azul para conseguir el verde. La pregunta es…
¿desaparecieron los colores originales?, ¿qué sucedió con el
amarillo y el azul cuando se obtuvo el color verde?
En otras mezclas, por ejemplo, cuando a la leche o al yogurt
le agregas tu cereal favorito, ¿puedes observar con claridad
que los cereales no han “desaparecido”?, y si esos cereales
son de chocolate, ¿qué color adquiere la leche?
Existe una amplia gama de mezclas y éstas pueden ser
homogéneas, cuando no se puede establecer la proporción
de los componentes a simple vista, o heterogéneas,
cuando se pueden diferenciar las sustancias que
componen la mezcla.
Son las mezclas homogéneas denominadas “Disoluciones”
el objeto de estudio de esta Unidad.
Estudiarás en esta Unidad:
• Disoluciones químicas.
• Concentraciones químicas.
• Propiedades coligativas.
• Ácidos y bases.
Al finalizar esta Unidad se espera que aprendas a:
• Comprender el concepto de disolución para valorar
sus propiedades y utilidad.
• Conocer los conceptos de ácidos y bases y asociarlos a
la comprensión de fenómenos de la vida diaria.
• Determinar la concentración de diferentes
disoluciones.
• Conocer la propiedad de las disoluciones
amortiguadoras del pH y valorar su importancia para
la vida.
• Reconocer el mol como una unidad de carácter
atómico, aplicable a cálculos químicos.
• Conocer los principios básicos de la estequiometría y
aplicarlos a las reacciones en disolución.
• Valorar la importancia de las propiedades coligativas
de las disoluciones para la comprensión de
fenómenos comunes asociados a dichas propiedades.
• Valorar el conocimiento científico en la comprensión
de fenómenos de la vida diaria.
• Aplicar habilidades científicas en actividades
experimentales.
167
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
TEMA 1
Disoluciones químicas
Estudiarás en este tema:
• Concepto de mol.
Preparación de
disoluciones molares de
distinta concentración y
con diferentes solutos.
• Estequiometría y
realización de cálculos
estequiométricos en
disoluciones.
• Propiedades coligativas
y su relación con
situaciones de la vida
cotidiana.
Los compuestos químicos pueden “unirse” para reaccionar o mezclarse. En el
primer caso, las propiedades cambiarán para dar origen a nuevas sustancias
totalmente distintas a las iniciales; en cambio, al mezclarse se obtienen productos
cuyas propiedades son similares a las de las sustancias iniciales o a la suma de ellas.
Como nos muestra el siguiente organizador conceptual que debes completar:
Átomos
de un mismo
se
presentan
Rompimiento
de enlaces
en ellas
NO hay
que
tipo forman
son
forman
al unirse dan origen a
en ellas
Reacciones hay
Mezclas
químicas
pueden ser
se presentan por
Y para comenzar...
1. Observa con atención las siguientes imágenes:
2. Responde:
a. ¿Cuál de las fotografías representa una reacción y cuál una disolución?
b. ¿Cuáles son los criterios que aplicaste para clasificar las fotografías?
c. ¿Puedes saber su concentración? Explica.
d. ¿Qué diferencias puedes indicar entre una reacción química y una disolución?
168
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Disoluciones
CIENCIA EN ACCIÓN
Estudiaremos:
- Ensayos para reconocimiento de disoluciones.
Introducción
Las mezclas están presentes en la gran mayoría de las actividades que
realizamos de manera cotidiana. A continuación, prepararás diferentes tipos
de mezclas, las que podrás clasificar aplicando tus conocimientos. Lee con
mucha atención y luego realiza la experiencia propuesta.
Habilidades a desarrollar:
- Observación.
- Clasificación.
Las mezclas, como ya se ha revisado, se forman por la unión de dos o más
compuestos, pudiendo dar origen a dos tipos: las heterogéneas y las
homogéneas o disoluciones.
Las mezclas heterogéneas, llamadas suspensiones y coloides, se pueden
separar mediante la aplicación de técnicas sencillas gracias a las propiedades
físicas y químicas que presentan. En este laboratorio en particular, la
característica empleada será “el tamaño de las partículas”. Las suspensiones
presentan sustancias cuyo diámetro es mayor a 10–5 cm y se pueden separar
empleando la filtración y la centrifugación, mientras que los coloides
presentan diámetros menores al señalado, pero mayores a 10–7 cm, separados
por extracción.
Paso 1: La observación
Como hemos visto en las actividades experimentales de la unidades
anteriores, la observación es de vital importancia para el desarrollo del trabajo
científico, no sólo porque a partir de esta habilidad surge un cuestionamiento
científico, sino porque, además, con su práctica durante el diseño
experimental es posible obtener información relevante para dar respuesta a la
pregunta de investigación.
Observa con atención las mezclas preparadas y practica esta habilidad
durante el diseño experimental para clasificar las mezclas.
Paso 2: Preguntas de investigación
Antes de comenzar con la práctica experimental, responde:
a. ¿Cuáles de las mezclas preparadas son homogéneas y cuáles heterogéneas?
b. ¿Cuáles con las características de las mezclas homogéneas y de las
heterogéneas que harán posible su clasificación?
c. ¿Cuáles son las diferencias entre una mezcla homogénea y una
heterogénea?
Paso 3: Formulación de hipótesis
Responde cada una de las preguntas de investigación que te orientarán en el
desarrollo de esta actividad, pues así, ya tendrás tus hipótesis de trabajo.
Materiales
• Cuatro vasos plásticos.
• Cuatro vasos de vidrio.
• Papel filtro o, en su
defecto, toalla nova.
• Espátula o una
cuchara pequeña.
• Lámpara.
• Un círculo de 20 cm de
diámetro de cartulina
española negra.
• Arena.
• Embudo de vidrio o
de plástico.
• Tijeras.
• Un cono de cartulina
española negra, de
30 cm de alto.
Reactivos
• Dos litros de agua
destilada.
• Dos cucharadas soperas
de azúcar.
• Un sobre de jugo en
polvo.
• 20 mL de aceite.
169
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Paso 4: Diseño experimental
Primera parte: preparación de mezclas
1. En cuatro vasos plásticos dispón 20 mL de agua.
2. Al primero, agrega una punta de espátula o cuchara de azúcar y
disuelve agitando.
3. En el segundo vaso, agrega una punta de espátula o cucharada de
arena y disuelve.
4. En el tercer vaso, una punta de espátula de jugo en polvo y disuelve.
5. En el cuarto vaso, agrega 20 mL de aceite y revuelve.
Observa las mezclas, copia en tu cuaderno la tabla de resultados y completa la
primera columna de la tabla de registro de la información.
Procedimiento para realizar la
prueba de la transparencia.
Montaje para realizar una filtración.
CUIDA EL AMBIENTE:
Una vez terminada la actividad,
elimina los residuos en el
basurero y deja tu puesto de
trabajo limpio.
Experiencia 1: filtración
1. Pon un trozo de papel filtro o tres cuadrados de toalla nova uno sobre el
otro y con el embudo invertido marca un círculo; luego, córtalo.
2. Dobla el círculo de papel o toalla nova en cuatro, ábrelo por el centro
formando un “cucurucho”. Dispón el cucurucho dentro del embudo y
humedécelo con agua destilada para que se pegue a la pared del embudo.
3. Dispón el embudo en un soporte universal y bajo él un vaso de vidrio limpio.
4. Sobre el filtro (embudo con papel) agrega la mitad de la primera mezcla y
guarda la otra mitad para la Experiencia 2.
5. Repita este procedimiento con cada una de las mezclas preparadas.
Registra tus observaciones respecto a la limpieza del líquido obtenido y del
papel filtro y completa la tabla de resultados.
Experiencia 2: prueba de transparencia
“Dependiendo del tamaño de las partículas, la luz traspasa la disolución”.
1. Dispón la segunda mitad de la mezcla de agua con azúcar en un vaso
de vidrio.
2. Sobre la lámpara encendida pon el cono de cartulina.
3. Coloca el vaso que contiene la mezcla sobre el haz de luz que sale del cono
y sobre éste el círculo de cartulina negro.
4. Observa la cantidad de luz que traspasa la mezcla.
5. Repite esta experiencia con cada una de las mezclas preparadas y de
acuerdo con tus observaciones completa la tabla resumen.
Paso 5: Registro de observaciones
En cada uno de los procedimientos registra tus observaciones.
170
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos
Ordena tus observaciones en la siguiente tabla:
Mezcla
Observación
Primera parte
Experiencia 1:
filtración
Experiencia 2:
transparencia
Agua con azúcar
Agua con aceite
Agua con arena
Agua con jugo
Paso 7: Análisis de los resultados
De acuerdo con los resultados obtenidos, responde las siguientes preguntas:
1. Clasifica las cuatro mezclas como homogéneas, heterogéneas coloidales o
de suspensión, según corresponda.
2. ¿Qué criterios utilizaste para establecer la clasificación de las mezclas?
3. ¿Cuál de ellas es una disolución? Justifica tu elección.
4. ¿Cuál de los dos métodos (filtración o prueba de transparencia) te parece
más efectivo para clasificar las mezclas? Justifica tu respuesta.
5. De acuerdo con tus observaciones, enumera tres características de cada
tipo de disolución.
Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados
Establece la conclusión de tu trabajo y elabora un panel informativo para
comunicarlo. Si no recuerdas las indicaciones para elaborarlos, observa la
página 101 de la unidad 3, tema 1.
Paso 9: Evaluación del trabajo realizado
Evalúa el trabajo realizado así como el nivel de logro alcanzado respecto a los
objetivos propuestos.
Comparte con tu grupo las siguientes preguntas, luego transfórmalas en
indicadores que puedan ser evaluados usando la simbología +, +– y –.
Aspectos por evaluar
Todos los integrantes se preocuparon de leer las habilidades por
desarrollar durante la actividad.
Todos los integrantes fueron responsables durante el trabajo
desarrollado.
La actividad propuesta nos permitió desarrollar la habilidad de
investigar.
Todos tuvimos una actitud de respeto en la práctica experimental.
La actividad propuesta nos permitió desarrollar las habilidades de
observar y clasificar.
+
+–
–
171
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Disoluciones
Como se ha mencionado con anterioridad, existen dos tipos de mezclas, las
heterogéneas, en las que sus componentes no están uniformemente
distribuidos y conservan sus propiedades individuales, clasificadas como
coloides y suspensiones, y las homogéneas, en las que los componentes no
pueden observarse a simple vista y, por ende, cada porción de la mezcla posee
las mismas propiedades, denominadas comúnmente disoluciones químicas.
Una disolución es una mezcla homogénea, uniforme y estable, formada
por dos o más sustancias denominadas genéricamente “componentes”,
entre los cuales no hay una reacción química.
Uno de sus componentes se denomina soluto (fase dispersa), y corresponde
a aquella sustancia que está en menor proporción, y el otro disolvente (fase
dispersante), que es aquel que se presenta en mayor cantidad. Las
disoluciones químicas en las que el disolvente es agua se denominan
“disoluciones acuosas”.
Así, matemáticamente se puede expresar una disolución como:
DISOLUCIÓN
=
SOLUTO
+
DISOLVENTE
MÁS QUE QUÍMICA
La sangre es una mezcla
heterogénea,
específicamente una
suspensión, que al
centrifugarse se divide en
dos partes: la inferior,
correspondiente a los
glóbulos rojos, glóbulos
blancos y plaquetas, y la
superior, al plasma. Este
último además es un
coloide, del que es posible
obtener por métodos
físicos la extracción, las
proteínas y el suero.
Figura 1. Disolución de una limonada formada a partir de jugo de limón y agua.
La relación antes expuesta es válida cuando se hace referencia a la masa de
la disolución. Por ejemplo, cuando mezclas 250 g de agua con 20 g de jugo
de limón se formará una disolución con una masa total de 270 g.
Las disoluciones se caracterizan por presentar una sola fase, es decir,
sus componentes son invisibles a simple vista, razón por la cual estos
pueden separarse por cambios de fase, es decir, evaporación, fusión,
condensación, solidificación, siempre y cuando sus puntos de ebullición y
fusión sean distintos.
172
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Tipos de disoluciones
Las disoluciones se pueden clasificar empleando los siguientes criterios:
Criterios de clasificación
son
Estado del disolvente (B)
reconocen los
siguientes tipos
Sólido
Líquido
Tipo de soluto (A)
Relación proporcional entre
soluto (A) y disolvente (B)
son
reconocen los siguientes tipos
Gaseoso
Insaturada
No electrolíticas
Electrolíticas
Saturada
El estado del soluto
puede ser cualquiera
para cualquiera de
los disolventes.
Sobresaturada
Considerando el estado del disolvente, se establece el estado de la
disolución, es decir, si el disolvente es líquido, la disolución también se
considera líquida, independiente del estado del soluto.
Algunos ejemplos de disoluciones, según el estado del disolvente se
muestran en el siguiente cuadro resumen:
Estado de la
Disolución
Líquido
Estado del
Disolvente
Líquido
Gas
Gas
Sólido
Sólido
Estado del
Soluto
Líquido
Gas
Sólido
Líquido
Gas
Sólido
Líquido
Gas
Sólido
Ejemplo
Cloro doméstico
Bebidas de fantasía
Agua de mar
Leche con chocolate
Neblina
Aire
Humo
Amalgamas
Hidrógeno en paladio
Aleación de bronce
(cobre con estaño)
o de acero.
Usando como criterio la relación proporcional entre soluto y disolvente,
se establecen:
1. Disoluciones insaturadas o no saturadas: corresponden a las
disoluciones en las que el soluto y el disolvente no están en equilibrio a
una temperatura determinada, es decir, el disolvente podría admitir más
soluto y disolverlo.
173
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
2. Disoluciones saturadas: son aquellas en las que el soluto y el disolvente
están proporcionalmente en equilibrio respecto a la capacidad de disolver
a una temperatura dada, es decir, al agregar más soluto al disolvente, este
último no sería capaz de disolverlo.
SABÍAS
QUE:
El “cloro”de uso doméstico
es una disolución acuosa
de hipoclorito de sodio, es
decir, una mezcla
homogénea en la que la
mayor cantidad es agua y
la menor el compuesto
NaClO.
3. Disoluciones sobresaturadas: tipo de disolución inestable, en la que la
cantidad de soluto es mayor que la capacidad del disolvente para
disolverlo a una temperatura establecida, es decir, el soluto está presente
en exceso y se precipita hasta el fondo del recipiente que lo contiene.
Soluto
Disolvente
Soluto
Disolvente
Soluto
Disolvente
Figura 2. Comparación de disoluciones insaturadas, saturadas y sobresaturas.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Predicción.
- Aplicación.
- Investigación.
Responde a las siguientes preguntas y justifica tu respuesta:
1. En el envase de algunos jugos en polvo se indica “disolver en un litro de agua”.
Suponiendo que esta proporción correspondiera a una de disolución saturada a
20 °C:
a. Al no respetar las indicaciones de la preparación y disolver en 2 L de agua,
¿qué tipo de disolución se formaría?
b. ¿Cuándo tendrías una disolución insaturada?
c. ¿Cuándo tendrías una disolución sobresaturada?
2. ¿Qué harías para que el jugo preparado en medio litro de agua alcanzara
la saturación?
3. ¿Qué método emplearías para separar una disolución de agua y alcohol?
4. Si te sirven té y le agregas tres cucharadas de azúcar y justo en ese momento
te informan que el líquido ya tenía dos cucharadas de azúcar, ¿qué haces para
evitar el exceso de azúcar sin botar el té?
5. ¿Cuándo emplearías la filtración como método de separación de mezclas?
6. Investiga qué sucede en las disoluciones cuando cambian la temperatura, la
presión, la agitación y estado de agregación de sus componentes.
7. En las siguientes situaciones, predice qué factor está involucrado en las
disoluciones:
a. Una bebida de fantasía puede desvanecerse al dejarla destapada. Este
efecto se ve disminuido al tapar el envase.
b. Para beber todo el contenido de un jugo que no está completamente disuelto,
debe moverse el vaso en forma circular e ingerir todo de una sola vez.
c. Se muelen las papas para lograr una mezcla suave cuando se prepara un puré.
En http://www.educared.net podrás encontrar más información sobre las
mezclas y disoluciones.
174
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Solubilidad
Se denomina solubilidad a la máxima cantidad de una sustancia (soluto)
que se puede disolver en una cantidad determinada de disolvente a una
determinada temperatura; a partir de lo cual, se establece que las soluciones
saturadas alcanzan la solubilidad, las sobresaturadas la sobrepasan, mientras
que las insaturadas no la alcanzan.
Comúnmente se expresa como la máxima cantidad de gramos de soluto
disueltos por cada 100 g de disolvente a una temperatura determinada.
Factores que alteran la solubilidad
La solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del disolvente y
del soluto, pues para que exista disolución ambos componentes deben tener
polaridades semejantes. Por ejemplo, el agua es un compuesto polar que
disolverá con facilidad sustancias polares. Este factor se denomina
“naturaleza del soluto y del disolvente”.
Otros factores que afectan la solubilidad son, la temperatura y
la presión.
Al aumentar la temperatura de la disolución se facilita el
proceso de disolución del soluto.
La figura 3, muestra cómo cambia la solubilidad de distintas
sustancias sólidas al cambiar la temperatura y se observa que en
general la solubilidad de un soluto sólido aumenta al aumentar
la temperatura.
Gramos de
sustancia en
100 g de agua
AgNO3
140
120
NaNO3
100
KNO3
80
60
Esto es distinto cuando es soluto es un gas, ya que la solubilidad
disminuye al aumentar la temperatura.
KCI
40
NaCI
20
El factor presión, en tanto, es apreciable en disoluciones que
tienen un soluto en estado gaseoso, en las que aumenta la
solubilidad del soluto proporcionalmente al incremento de la
presión aplicada.
0 20
40
60
80
100
ºC
Figura 3. Gráfico de la solubilidad de algunas
sustancias a distintas temperaturas.
La agitación disminuye el tiempo necesario para preparar una disolución,
pero no modifica la solubilidad del soluto a una determinada temperatura.
De manera análoga, sucede lo mismo con el estado de agregación de un
soluto sólido. Si se posee 100 g de azúcar flor y 100 g de azúcar de mesa, y
ambas se disuelven en agua, pero el volumen de agua no permite disolver los
100 g de azúcar a la temperatura del sistema, la azúcar flor se demorará menos
tiempo en solubilizarse, pero como máximo se solubilizará hasta alcanzar la
solubilidad del azúcar en agua y el resto quedará como sólido en el fondo. Lo
mismo sucederá con el azúcar de mesa, pero en un tiempo mayor.
175
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Concentraciones en
disoluciones
Cuantitativamente es posible determinar la concentración de las
disoluciones, es decir, la relación proporcional entre soluto (A) y disolvente
(B) o disolución (AB).
Concentraciones porcentuales
En ellas se establece la relación soluto-disolución en diferentes magnitudes
y unidades. Corresponden a: porcentaje masa-masa, porcentaje masavolumen y porcentaje volumen-volumen.
Concentración
porcentual
Definición
Fórmula
Ejemplo
Masa/masa
% m/m
Masa/volumen
% m/V
Volumen/volumen
% V/V
Es la masa de soluto
(A) en gramos (g)
presente en
100 gramos (g) de
disolución (AB).
Es la masa de
soluto(A) en gramos
(g) presente en
100 milílitros (mL)
de disolución.
Es el volumen de
soluto (A) en milílitros
(mL) en 100 milílitros
(mL) de disolución
(AB).
% m = mA · 100
m mAB
% m = mA · 100
V VAB
% V = VA · 100
V VAB
10 % m/V
corresponde a 10
gramos de soluto en
100 milílitros de
disolución.
15 % V/V corresponde
a 15 milílitros de
soluto que se
disuelven en 85
milílitros de disolvente
para formar una
disolución de
100 milílitros.
5 % m/m
corresponde a 5
gramos de soluto
que se disuelven
en 95 gramos de
disolvente,
resultando 100 g
de disolución.
Tabla 1. Resumen de las unidades de concentración porcentual.
Ejemplos:
1. ¿Cuánta agua es necesaria para preparar una solución acuosa de sal al
5% m/m?
• Se debe interpretar que el disolvente es el agua; por lo tanto, el otro
componente es el soluto, en este caso, la sal.
• La definición indica “masa de soluto en gramos presentes en 100
gramos de solución”. Aplicada al valor 5 % m/m, obtenemos que: “5g de
sal están presentes en 100 g de disolución”.
• Como hemos revisado, AB = A + B, es decir, la disolución es igual a la
suma de sus componentes. Si AB = 100 g, A = 5 g, ¿cuánto vale B?
Tenemos: 100 g = 5 g + B, al despejar B es igual a 95 g.
Por lo tanto, al disolver 5 g de sal con 95 g de agua, obtendrás una
disolución 5% m/m.
176
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
2. El almíbar es una disolución concentrada de azúcar disuelto en agua.
¿Qué concentración expresada en % m/m, se tiene al mezclar 50 g de
azúcar en 250 g de agua?
Disolución
300 g almíbar
%m/m =
mA
· 100
mAB
Disolvente
250 g de agua +
%m/m =
50 g
· 100
300 g
Soluto
50 gramos
de azúcar
%m/m = 16,66
3. ¿Qué cantidades de agua y sal se deben mezclar para obtener una
disolución acuosa 7% m/v cuya densidad es 1,2 g/mL?
• Por los datos entregados se reconoce al agua como el disolvente y a la
sal como el soluto.
• Por definición, sabemos que 7 g de sal están en 100 mL de disolución.
• Las magnitudes de A y AB son distintas. El soluto (A) está medido en
masa y la disolución (AB) en volumen, por lo cual no es posible restar
los datos para obtener teóricamente el valor del volumen de agua
necesario. Sin embargo, al conocer la densidad de la disolución se
aplica el concepto y relación de densidad.
Densidad (d) =
SABÍAS
QUE:
El suero fisiológico es una
disolución acuosa de
concentración aproximada
a 0,85% m/m de cloruro de
sodio (NaCl), que es
utilizado en el tratamiento
de personas que sufren
deshidratación severa.
masa (m)
volumen (V)
Para conocer la masa de AB, se tiene:
dAB = 1,2 g/mL
mAB = x
VAB = 100 mL
x
100 mL
x = 1,2 g/mL · 100 mL = 120 g
1,2 g/mL =
• Se conocen entonces las masas de A y de AB, con lo cual es posible
determinar la masa del disolvente B aplicando la fórmula:
mAB = mA + mB
120g = 7 g + mB
Despejando: 120 g –7 g = 113 g
MÁS QUE QUÍMICA
La diabetes de tipo 2 se
genera por la dificultad
del cuerpo para producir
suficiente cantidad de la
hormona llamada insulina
(o para usarla),
provocando un desajuste
en la concentración de
azúcar (glucosa), pues
dicha hormona actúa
como una “llave”que
regula el paso de la
glucosa a las células.
• Por lo tanto, al disolver 7 g de sal en 113 g de agua, se obtendrá una
disolución 7% m/V.
El agua de mar tiene una concentración de 3,3 % m/V de cloruro de sodio o
sal común. Esta tiene más de trece mil aplicaciones, pues además de ser
utilizada para el consumo humano es empleada en la industria; entre otras
cosas, para la fabricación de vidrio, jabón, plásticos, pinturas, hule sintético,
cosméticos, pilas eléctricas, medicamentos y la conservación de pieles.
En http://www.museorancagua.cl encontrarás información respecto al
proceso de extracción de sal en Cahuil en “Colecciones permanentes”, sala 2:
Oficios relacionados con la minería y la metalurgia.
177
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
4. ¿Cuál es el % m/V de una disolución acuosa de 400 mL que contiene 40 g
de soluto?
Disolución
SABÍAS
% m = mA · 100
V VAB
400 mL
% m = 40 g · 100
V
400 mL
QUE:
El agua de mar es una
disolución acuosa de
concentración aproximada
3,3% m/v de cloruro de
sodio (NaCl).
Soluto
% m = 10 g/mL
V
40 g
5. ¿Qué volumen de alcohol se debe agregar a 50 mL de agua para obtener
una disolución de 70 mL y cuál será su % v/v, considerando para este
caso que los volúmenes son aditivos?
VA = x; VB= 50 mL y VAB= 70 mL
VA = VAB – VB= 70 mL – 50 mL = 20 mL
Disolución
% V VA
· 100
=
V VAB
Disolvente
% V 20 mL
=
· 100
V 70 mL
Soluto
% V = 28,57
V
Por lo tanto, el volumen de alcohol es de 20 mL, que corresponden al
soluto (A) y el agua al disolvente (B).
Concentraciones molares
SABÍAS
QUE:
El proceso de disolución de
una sustancia puede ser
endotérmico o exotérmico.
Un aumento de
temperatura favorece la
disolución en los procesos
endotérmicos, y una
disminución de
temperatura favorece la
disolución en los procesos
exotérmicos.
• En ellas se establece la relación soluto-disolución o disolvente, en
diferentes magnitudes y unidades. Corresponden a: molaridad y molalidad.
• La magnitud empleada en este tipo de concentraciones es la “cantidad
de sustancia”, cuya unidad es el “mol”.
Concentraciones
molares
Definición
Fórmula
Ejemplo
Molaridad (M)
Es la cantidad de soluto (A)
expresada en mol presente en
un litro (L) de disolución (AB),
M=
nA
VAB
Molalidad (m)
Es la cantidad de soluto
(A) medida en mol que se
encuentra disuelta en la
masa de disolvente
medido en un kilógramo.
n
mb = mA
B
1 m es equivalente a tener
1 M corresponde a un mol
de soluto contenido en un litro un mol de soluto disuelto en
un kilógramo de disolvente.
de disolución.
Tabla 2. Resumen de las concentraciones molares.
En http://www.scielo.sa.cr/scielo.php?pid=S025329482002000100008&script=sci_arttext encontrarás ejemplos de
concentraciones molares.
178
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
1. Como hemos visto, la temperatura generalmente afecta la solubilidad de los
solutos sólidos en solventes líquidos en forma proporcional. En la siguiente tabla
se observa el efecto de la temperatura en la solubilidad de algunas sales en agua:
Compuestos
Cloruro de sodio NaCl
Nitrato de sodio NaNO3
Nitrato de potasio KNO3
Yodato de potasio KIO3
Yoduro de sodio KI
0 ºC
357
730
133
47
1270
Temperaturas
20 ºC
40 ºC
60 ºC
360
366
373
880
1040
1240
316
639
1100
81
128
185
1440
1600
1760
80 ºC
384
1480
1690
250
1920
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Resolución de problemas.
- Interpretarción de datos.
Tabla 3. Solubilidad de algunas sustancias a distintas temperaturas.
a. Elabora un gráfico solubilidad versus temperatura.
b.¿Cuál de las sales posee mayor solubilidad a 25 ºC y cuál menor a la
misma temperatura?
c. ¿Cuál de las sales posee mayor solubilidad a 55 ºC y cuál menor?
2. Determina el % m/m de una disolución preparada al mezclar 30 g de
agua con 50 g de leche.
3. Calcula el % V/V de una disolución de 400 mL que contiene 50 mL de un
soluto X.
4. Establece el % m/V de una disolución acuosa de 200 mL que presenta
30 g de cloruro de sodio como fase dispersa.
5. ¿Cuál es la cantidad de agua necesaria para preparar un jugo de
concentración de 5% m/m si el sobre contiene 30 g?
6. ¿Cuántos gramos de azúcar se deben disolver en 20 mL de agua para
obtener un almíbar de concentración 10% m/m, si en esas condiciones la
densidad del agua es 1g/mL?
7. ¿Qué cantidad en gramos de leche en polvo se deben disolver para
obtener un litro de disolución de concentración 7% m/V?
8. ¿Cómo prepararías una disolución acuosa 5 molar, si un mol de sustancia
tiene una masa de 52 gramos?
9. ¿En qué se diferencian dos disoluciones distintas pero de igual
concentración? Por ejemplo, una disolución de sacarosa 7 molar y una
de sal 7 molar, considerando que la masa molecular de la sacarosa es
342 g/mol y la sal es 58 g/mol.
10. ¿Qué cantidad de soluto y de disolvente está presente en una disolución
de 3 molal?
11. ¿Cómo prepararías una disolución acuosa de 9 molal?
12. ¿Cómo puedo obtener la sal que contiene un litro de agua de mar?
13. Si nuestra sopa ha quedado salada, ¿qué debemos hacer para poder
consumirla?
14. ¿Qué quiere decir que un vino tiene un 7% en volumen de concentración?
15. ¿Una moneda de un euro es una disolución?
16. ¿Por qué no puedo utilizar la filtración para separar los componentes de
un perfume?
179
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Cantidad de sustancia y
número de átomos
Se define el mol como la cantidad de sustancia que contiene la misma cantidad
de partículas que átomos hay en 0,012 kg del isótopo de carbono – 12 (C–12). En
términos sencillos, el Ph D. Anthony Carpi indica: “El mol representa un
número. Tal como el término docena se refiere al número 12, el mol
representa al número 6,02 · 1023”, número tan alto, que comparativamente
-continúa el Ph D. Carpi- “una docena de huevos se convierte en una rica
tortilla, mientras un mol de huevos puede llenar todos los océanos de la
tierra más de 30 millones de veces”.
Amadeo Avogadro (1776 - 1856)
fue un físico y químico italiano,
profesor de Física en la universidad
de Turín en 1834. Inventó el
Número de Avogadro.
Comúnmente, cuando se hace referencia al número de objetos en un mol,
se habla del número de Avogadro, que recuerda al profesor italiano
Amadeo Avogadro, quien en 1811 propuso que “los mismos volúmenes de
gases diferentes a la misma temperatura, contenían igual número de
moléculas”, gracias a lo cual en 1861 el italiano Stanislao Cannizzaro
desarrolló un grupo de masas atómicas para los elementos conocidos en esa
época, camparando las masas de iguales volúmenes de gas. Trabajo que
finalmente fue la base fundamental del científico austriaco Josef Loschmidt,
quien en 1895 calculó el tamaño de una molécula en cierto volumen de aire,
introduciendo definitivamente el concepto del mol y estableciendo su
importancia como unidad de carácter atómico.
Así, una muestra de cualquier elemento con masa igual a la masa atómica
en gramos contiene precisamente un mol de átomos. Por ejemplo: la masa
atómica del hidrógeno (H) señala 1,00794, que se lee en gramos, por lo
tanto, el H tiene una masa aproximada de 1 gramo que es equivalente a un
mol de átomos de hidrógeno; por ello, la lectura correcta de la masa
atómica para el H es: 1 g/mol, lo que significa:
1 mol del elemento H
Stanislao Cannizzaro (1826 - 1910)
fue un químico italiano que resolvió
las confusiones surgidas acerca de
las masas moleculares y atómicas.
contiene
6,023 · 1023 átomos de H
masa
1g
Podemos establecer, en general, que la masa molar (M) es: “la masa en
gramos de un elemento, correspondiente a 1 mol del mismo”, lo que
matemáticamente se expresa como:
M=
m
n
o
bien, n =
m
M
donde M = masa molar; m = masa en gramos; n = cantidad de sustancia
En http://www.quimicaweb.net/calculadoramm/calculadora_mm.html podrás
encontrar una “calculadora molecular” en la cual comprobar los ejercicios.
180
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Esta relación se puede establecer para cualquier elemento de la Tabla
periódica y para cualquier cantidad de moles de esos elementos. Estudiemos
algunos ejemplos:
1. Calcula la masa equivalente a 2 moles de sodio:
- La Tabla periódica señala que la masa molar (M) del Na es 23 g /mol, lo
que se puede expresar como MNa = 23 g/mol. Esto significa que en 1 mol
de Na de masa 23 g existen 6,02 · 1023 átomos de Na.
Datos:
MNa = 23
g
mol
mNa = x
nNa = 2 moles
Reemplazando: 23 g
x
=
1 mol 2 moles
23 g · 2 mol
x=
1 mol
x = 46 g
por tanto:
mNa = 46 g
La aplicación de la masa molar (M) resulta muy útil para el mundo
científico, al tener presente que no existen medios mecánicos o prácticos
que permitan determinar en forma exacta la cantidad de sustancia de un
elemento y, mucho menos, el número de átomos presentes en una
determinada masa. Sin embargo, es relativamente fácil con la ayuda de
una balanza establecer la masa de las sustancias. Pero ¿cómo sabemos
cuántos moles y átomos existen en esa masa? Observa y sigue con
atención el segundo ejemplo.
2. En el laboratorio se masan 7 gramos de potasio (K). Establece a cuántos
moles corresponden y qué cantidad de átomos existen en esa masa.
Datos:
39 g
mol
mK = 7 g
nK = x
NEEK = x
MK =
Reemplazando: 39 g
7g
=
1 mol
x
x = 7 g · 1 mol
39 g
x = 0,17 mol
por tanto:
nK = 0,17 mol
Es decir, 7 g de K corresponden a 0,17 mol.
181
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Para obtener NEEK se sabe que 1 mol de cualquier elemento contiene
6,02 · 1023 átomos, entonces, ¿cuántos átomos existen en 0,17 mol
de potasio?
1 mol de K
= 0,17 mol de K
23
x
6,02 · 10 átomos
SABÍAS
QUE:
El número de átomos
presentes en una sustancia
se denomina número de
entidades elementales (NEE).
23
Al despejar, x = 0,17 mol de K · 6,02 · 10 átomos
1 mol
NEEK = 1,02 · 1023 átomos
Sabemos, por las unidades anteriormente estudiadas, que en la naturaleza
existen moléculas formadas por agrupaciones de átomos. Para calcular su
masa molar (M), se suma la masa de cada uno de sus constituyentes, que
además han sido multiplicados por la cantidad presente en la molécula.
Por ejemplo:
¿Cuál es la masa molar del agua (H2O)?
H 2O = H 2 + O = H · 2 + O · 1
Ahora se busca en la Tabla periódica la masa molar de cada elemento químico.
MH =
1g
mol
y
MO =
Reemplazando, M =
16 g
mol
1g
16 g
·2+
·1
mol
mol
M H 2O =
18 g
mol
En síntesis, la importancia de la medida de la cantidad de sustancia (mol)
radica básicamente en la posibilidad de tener una medición de carácter
atómico del comportamiento de diferentes reacciones químicas, y en el caso
particular de esta unidad, de las disoluciones.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Resolución de problemas.
- Interpretación.
1. El fluoruro de sodio (NaF) es un componente fundamental en las pastas
dentales, gracias a él se evita la aparición de caries.
a. De acuerdo a su fórmula, ¿cuál es su masa molar?
b. En un dentífrico común existen 0,15 g de este compuesto, ¿a cuántos
moles equivale esta masa?
c. ¿Cuántas moléculas (entidades elementales) existen en la cantidad de masa
del dentrífico?
2. Si tienes 5 moles de Na y 5 moles de F:
a. ¿Equivalen a la misma masa?
b. ¿Presentan el mismo número de átomos?
3. Según lo que has aprendido, ¿por qué la cantidad de sustancia debe
expresarse en la unidad de “mol”?
182
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Preparación de disoluciones molares
CIENCIA EN ACCIÓN
Estudiaremos:
- Concentraciones molares.
Introducción
Preparar disoluciones de concentración exacta es una de las técnicas de
laboratorio más importantes en la industria química. ¿Te imaginas lo que
sucedería si la mezcla de los ingredientes de una bebida gaseosa fuera al azar?
Paso 1: La observación
Observa con atención la lista de materiales solicitados y determina para qué
se utilizarán cada uno de ellos.
Paso 2: Preguntas de investigación
¿Qué cantidades de agua e hidróxido de sodio (NaOH) se debe emplear para
preparar 250 mL de una solución 1,5 M y 250 mL de otra 0,1 M?
Paso 3: Formulación de hipótesis
Señala una hipótesis para la pregunta de investigación planteada.
Paso 4: Diseño experimental
Experiencia 1: Preparación de disolución acuosa de NaOH 1,5 M.
1. Con la ayuda de la espátula y el vidrio reloj, procede a masar la cantidad de
NaOH necesaria.
2. En el matraz de aforo agrega una pequeña cantidad de agua destilada con
la ayuda del embudo de decantación.
3. En un vaso pp limpio, agrega otra pequeña porción de agua y sobre ésta el
NaOH masado. Con la varilla de vidrio disuelve el soluto.
4. Deposita el contenido del vaso pp en el matraz de aforo empleando el
embudo analítico.
5. Con la pisceta (que contiene agua destilada) enjuaga el vaso pp en el cual
disolviste el soluto. Realiza también este “enjuague” del matraz de aforo y
procede a agitar suavemente para disolver y homogeneizar la disolución.
6. Completa el contenido del matraz hasta el aforo empleando la pisceta.
7. Repite los pasos 1 al 6 para preparar una disolución acuosa de NaOH 0,1M.
Experiencia 2: Comparación de concentraciones
La fenolftaleína es un indicador que alerta sobre la presencia de bases
cambiando de incolora a fucsia; en este caso, detecta la presencia del NaOH.
1. En dos vasos pp, dispón 30 mL de agua y 20 gotas de fenolftaleína en cada
uno. Disuelve agitando circularmente y coloca sobre hojas blancas.
2. En el vaso número 1, agrega 5 gotas de la disolución 1,5 M. En el vaso
número 2, agrega 5 gotas de la disolución 0,1 M.
3. Registra tus observaciones mirando desde arriba la coloración de las
disoluciones.
4. Añade al segundo vaso las gotas necesarias para igualar el color del primero.
Habilidades a desarrollar:
- Resolución de problemas.
- Predicción.
- Preparación de
disoluciones.
Materiales
• Dos matraces de aforo
de 250 mL.
• Una varilla de vidrio.
• Tres vasos precipitados
de 250 mL.
• Un vidrio reloj.
• Un embudo analítico.
• Una bureta.
• Un gotario.
• Una espátula.
• Dos hojas oficio blancas.
Reactivos
• 20 g de hidróxido de
sodio (NaOH).
• Fenolftaleína.
• 500 mL de agua
destilada.
PRECAUCIÓN:
El NaOH es una base fuerte que
en contacto directo con la piel
produce dolorosas quemaduras.
Recuerda trabajar con cuidado
y consultar a tu profesor o
profesora si tienes dudas en el
trabajo experimental.
183
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Paso 5: Registro de observaciones
Registra las observaciones del procedimiento experimental en tu cuaderno.
Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos
Ordena las observaciones y datos en la siguiente tabla.
Datos y Observaciones
Disolución 1,5 M
Disolución 0,1 M
Cantidad de sustancia de NaOH
Masa de NaOH
Volumen de Agua
Color con fenolftaleína
CUIDA EL AMBIENTE:
Una vez terminada la actividad,
entrega a tu profesor o
profesora los matraces con las
disoluciones preparadas.
Elimina las muestras de los
vasos pp en el desagüe,
procurando agregar una
cantidad de agua suficiente una
vez eliminadas. Deja además tu
lugar de trabajo limpio.
Paso 7: Análisis de datos
1. Registra los cálculos realizados para obtener la masa de NaOH necesaria
para preparar la primera y segunda disolución.
2. Explica brevemente por qué se produce la diferencia de color entre los
vasos que contienen la disolución de fenolftaleína y la misma cantidad de
gotas de cada disolución.
3. ¿Por qué es necesario seguir agregando gotas al segundo vaso para igualar
el color del primero en la prueba de comparación?
Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados
Escribe en tu cuaderno las conclusiones respecto a:
1. La forma de preparar con mayor exactitud posible una disolución.
2. Los beneficios y debilidades de los materiales o instrumentos utilizados.
3. Los posibles errores experimentales que influyen en la exactitud de la
concentración.
Paso 9: Evaluación del trabajo realizado
Comparte con tu grupo las siguientes preguntas que guiarán una
conversación respecto a las conductas que favorecen el éxito del trabajo
realizado y aquellas que pudieron eventualmente poner en riesgo el logro del
objetivo; asimismo, sobre los aprendizajes que han obtenido.
1. ¿Hicimos la actividad considerando todas las precauciones?
2. ¿Fuimos respetuosos(as) de las indicaciones del texto o de las entregadas
por el profesor(a)?
3. ¿Cada uno de los integrantes del equipo fue responsable con las tareas
asignadas?
4. ¿Qué aprendimos en esta actividad?
Tomar conciencia de la propia construcción de conocimientos, sirve
para planear, controlar y evaluar el desarrollo que tienen sobre las
responsabilidades y tareas que deben realizar. Para ello se debe
reflexionar y preguntarse, ¿qué conozco del tema de las disoluciones
hasta ahora? ¿conozco el significado de soluto, disolvente,
solubilidad, concentración, mol, disoluciones molares? ¿Cómo puedo
relacionar esta información con lo cotidiano? ¿Qué conclusiones
puedo sacar hasta el momento?
184
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Cálculo de la concentración de
disoluciones molares
Así, por ejemplo, una disolución acuosa de ácido clorhídrico (HCl) 2 molar,
2 mol/L o 2M señala que existen 2 moles de HCl en un litro de disolución,
en la que el disolvente (B) es el agua.
Ejemplos:
1. Calcula la molaridad de una disolución acuosa de 2,5 litros que contiene
3 moles de soluto.
n
M= A
VAB
Volumen de la
disolución (VAB)
2,5 L
Concentración del
soluto (nA)
3 moles
M = 3 moles
2,5 L
M = 1,2 mol
L
M = 1,2 Molar
SABÍAS
QUE:
En el cálculo de
concentraciones
porcentuales se emplean
unidades específicas como
gramos (g) o milílitros
(mL) y no otras. Por ello, si
en un ejercicio se
presentan masas en
kilogramos (kg) o
volúmenes en litros (L),
debes transformarlas hasta
obtener las unidades
correspondientes.
1 L = 1.000 mL
1 mL = 1 cm3
1 kg = 1.000 g
1,2 M
2. Determina la molaridad de una disolución de 3 L que contiene 348 g de
cloruro de sodio (NaCl) como soluto.
Volumen de
la disolución
(VAB)
3L
Masa del
soluto
(mA)
nA
VAB
mA
nA =
MNaCl
M=
348 g de
cloruro de
sodio
MNaCl = MNa + MCl
23 g + 35 g
mol mol
58 g
MNaCl =
mol
MNaCl =
nA = 348 g
58 g
mol
nA = 6 moles
M = 6 moles
3L
M = 2 moles
L
M = 2 Molar
2M
El agua de mar ocupa el 95 por ciento del planeta. Ésta es una disolución
formada por varios solutos, cuya salinidad y la composición química varia de
un mar a otro, no obstante se estima que entre sus componentes comunes
se encuentran el cloruro de sodio (NaCl), cloruro de magnesio (MgCl2),
sulfato de sodio (Na2SO4), cloruro de calcio (CaCl2), bicarbonato de sodio
(NaHCO3), fluoruro de sodio (NaF), entre otros.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Resolución de problemas.
- Interpretación de datos.
- Aplicación.
1. ¿Cuál es la masa molecular de las sales disueltas en el agua de mar?
2. En un litro de agua de mar existen 24 g de cloruro de sodio, cuál es molaridad.
3. Se estima que la concentración molar del cloruro de magnesio es 0,053 M.
Según ese dato que masa de la sustancia existen en 2 litros de agua de mar.
4. La concentración de bicarbonato de sodio en el agua de mar es 4 M. ¿En
qué volumen de agua de mar encontramos 0,2 g de bicarbonato de sodio?
185
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Cálculo de la concentración de
disoluciones molales
Se entenderá entonces que una disolución 4 molal, 4 mol/kg o 4 m,
contiene 4 moles de soluto en 1 kg de disolvente.
Ejemplos:
1. Calcula la molalidad de una disolución preparada al mezclar 4 kg de agua
como disolvente con 0,14 moles de ácido clorhídrico como soluto.
m=
Masa del disolvente
(mB)
4 kg de agua
0,14 moles
de ácido
clorhídrico
Concentración del
soluto (nA)
nA
mB
0,14 moles
4 kg
moles
m = 0,035
kg
m=
0,035 m
2. Determina la molalidad de una disolución preparada al mezclar dos
gramos de bicarbonato de sodio (NaHCO3) en 20 gramos de agua.
SABÍAS
QUE:
Además de la molaridad
(M) y la molalidad (m)
existe una tercera unidad
de concentración molar
denominada normalidad
(N), cuya fórmula relaciona
los equivalentes (eq) de
soluto (A) en el volumen
de la disolución (VAB ).
Además, cuando las
concentraciones son muy
pequeñas de soluto (en
trazas) en disolución, es
común el empleo de
expresiones como partes
por millón (ppm), partes
por billón (ppb) y hasta
partes por trillón (ppt).
Datos:
mb
mNaHCO
3
mH O
2
MNaHCO
3
MNaHCO
3
nNaHCO3
mH
2O
=
=
=
=
=
x
2g
20 g
Na · 1 + H · 1 + C · 1 + O · 3
23 · 1 + 1 · 1 + 12 · 1 + 16 · 3 = 84 g
mol
mNaHCO
3 = 2 g = 0,023 moles
=
MNaHCO
84 g
3
mol
= 20 g; expresada en kilógramos es:
1 kg = x
1000 g
20 g
x
= 1 kg · 20 g = 0,02 kg
1000 g
mb
=
mb
=
nNaHCO
mH
3
2O
=
0,023 moles
= 1,15 molal
0,02 kg
1,15 m
En www.fisicanet.com.ar/quimica encontrarás ejemplos del cálculo de la
molaridad y la molalidad.
186
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Dilución de las disoluciones
Es importante señalar que las disoluciones experimentan procesos de
dilución, es decir, teniendo una concentración ya establecida, se agrega
mayor cantidad de disolvente para alcanzar menores concentraciones. Esto
se calcula aplicando la fórmula: M1 · V1 = M2 · V2
Donde M1
V1
M2
V2
=
=
=
=
molaridad inicial de la disolución.
volumen inicial de la disolución.
molaridad final de la disolución.
volumen final de la disolución.
Ejemplos:
1. A 10 mL de una disolución acuosa de cloruro de sodio (NaCl) 5 M se
agregan 10 mL más de agua. ¿Cuál será la nueva concentración de la
disolución?
M1 = 5 M
V1 = 10 mL = 0,01 L
M2 = x
V2 = 20 mL = 0,02 L
Reemplazando en M1 · V1 = M2 · V2
5 M · 0,01 L = x · 0,02 L
x = 5 M · 0,01 L = 2,5 M
0,02 L
MÁS QUE QUÍMICA
La homeostasis es
definida por Canon
(fisiólogo de la
Universidad de Harvard)
como “el mantenimiento
del equilibrio interno y la
tendencia a la estabilidad
en la composición fisicoquímica de todos los
fluidos corporales, con
independencia del medio
externo”, lo que está
directamente relacionado
con la concentración de
los diversos fluidos, en
cuya regulación
intervienen la presión
osmótica, la excreción del
amonio y la temperatura.
Tres factores íntimamente
relacionados con la
regulación del agua.
x = 2,5 M
2. ¿Cuánta agua se debe agregar a 250 mL de una disolución de jugo de
frambuesas 7 M para que alcance una concentración 6,5 M?
M1 = 7 M
V1 = 250 mL = 0,25 L
M2 = 6,5 M
V2 = x
7 M · 0,25 L = 6,5 M · x
x = 7 M · 0,25 L = 0,269 L
6,5 M
Por lo tanto, deben agregarse 20 mL
para completar el volumen de 270 mL.
x = 270 mL
3. Si se tiene una disolución acuosa de ácido clorhídrico 12 M y se necesita
preparar dos litros de la misma disolución pero de concentración 6 M,
¿qué cantidad del ácido se debe disolver?
M1 = 12 M
V1 = x
M2 = 6 M
V2 = 2 L
12 M · x = 6 M · 2 L
x=6M· 2L =1L
12 M
Es decir, se debe tomar un litro de
disolución 12 M para dos litros de
disolución 6 M.
x = 1000 mL
187
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Estequiometría
La importancia de la magnitud “cantidad de sustancia”y su unidad “mol”no
es propia de las disoluciones, sino también de las reacciones químicas.
La estequiometría deriva del griego “stoicheion”, que significa elemento, y
dice relación directa con la medición de estos, es decir, la determinación
cuantitativa que se establece entre compuestos que reaccionan.
En las disoluciones no se produce rompimiento y formación de enlaces, en
cambio, en las reacciones químicas sí. Entonces, ¿por qué estudiar
estequiometría en este tema? Básicamente, porque un gran porcentaje de
las reacciones químicas ocurre en una disolución.
La reacción química se entiende como la transformación de una o más
sustancias iniciales denominadas reactantes en una o más sustancias finales
llamadas productos, las que son representadas mediante ecuaciones
químicas de la forma general:
A+B
Reactantes
C+D
Productos
Las reacciones químicas transcurren bajo la ley de Conservación de la
Materia de A. Lavoisier, que establece: “en el Universo nada se crea, ni se
destruye, sólo se transforma”. Esta ley postula un hecho fundamental que
durante años fue una incógnita: ¿qué pasaba con la masa de algunas
reacciones químicas?, pues la masa inicial y final aparentemente no eran la
misma. Un ejemplo muy simple de este hecho sería el siguiente:
Una hoja de papel de masa 0,1 gramos, luego de quemarlo, sus cenizas
alcanzan apenas los 0,07 gramos. ¿Qué ha sucedido con la masa?... Exacto…
El gas emanado por la reacción representa los 0,03 gramos faltantes.
En una ecuación química se emplean los “coeficientes estequiométricos”,
números que ajustan la ecuación, dejando la misma cantidad de elementos
reactivos y productos.
Por ejemplo, la combustión del metano (CH4) libera dióxido de carbono
(CO2) y agua (H20) según la ecuación que representa el proceso:
CH4(g)
+
O2(g)
CO2(g)
+
H2O(g)
Ahora bien, al contabilizar los elementos en los reactantes y luego en los
productos, encontraremos grandes diferencias, por ejemplo:
Indicadores
Reacción química
Estado físico de las sustancias
Subíndices de las fórmulas
Nº de átomos
Comparación del número de átomos
Reactantes
CH4(g) + O2(g)
gaseoso
CH4(g) + O2(g)
Productos
CO2(g) + H2O(g)
gaseoso
CO2(g) + H2O(g)
1C + 4H + 2O
1C + 3O + 2H
1C
4H
2O
188
=
=
=
1C
2H
3O
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Como observas, los subíndices de las fórmulas químicas señalan proporciones
mínimas de cada una de las sustancias que de ser modificadas podrían alterar
la naturaleza y tipo de compuesto. En este caso no cumplen con la ley de
conservación de masa. Razón por la cual deben ajustarse al usar los
coeficientes estequiométricos. De acuerdo con lo anterior, en una ecuación
química es posible establecer y modificar los coeficientes estequiométricos
hasta alcanzar el equilibrio o balance de masas, es decir, igualar la cantidad de
elementos en reactantes y productos, empleando dos métodos:
1. El primero se denomina “método de tanteo”: consiste en probar
diferentes coeficientes estequiométricos hasta lograr balancear la
ecuación. Para desarrollarlos se identifican primero las cantidades de cada
elemento presentes en reactantes y productos y luego se buscan los
números que los igualen por multiplicación. En este método se
recomienda equilibrar en primer lugar los elementos distintos al
hidrógeno y al oxígeno, dejando estos para el final. Por ejemplo:
Reacción química
CH4(g) + O2(g)
CO2(g) + H2O(g)
Coeficientes estequiométricos
CH4(g) + 2O2(g)
CO2(g) + H2O(g)
CH4(g) + 2O2(g)
CO2(g) + 2H2O(g)
Comparación del número de átomos
1C
=
1C
4H
=
4H
4O
=
4O
En las fórmulas químicas se identifican dos números, los subíndices y los
coeficientes estequiométricos. Sólo se pueden modificar los coeficientes
estequiométricos que permiten ajustar las ecuaciones químicas entre
reactantes y productos.
SABÍAS
QUE:
Antoine-Laurent de
Lavoisier (1743 -1794),
químico francés, es
considerado el creador y
“padre”de la química
moderna por sus estudios
sobre oxidación de los
cuerpos, el fenómeno de la
respiración animal, análisis
del aire y la conservación de
la masa. En 1754 empezó
sus estudios en la escuela de
elite “College Mazarin”.
Estudió, además de Ciencias
Naturales, Derecho.Y entre
sus múltiples actividades
escribió el “tratado
elemental de química”. Se
dedicó a la inspección
nacional de las compañías
de fabricación de pólvora y a
la recaudación de
impuestos, cargo por
el cual fue guillotinado al
producirse la
Revolución francesa.
Mientras que los subíndices (g), (l), (s) hacen referencia al estado de la
materia en el cual reacciona el compuesto; la simbología (ac) hace referencia
a su presencia en una disolución acuosa.
2. Otro método empleado es el “algebraico”, consistente en establecer un
sistema de ecuaciones en el que el primer coeficiente estequiométrico es
el 1 y reconocer los coeficientes estequiométricos, en adelante
“incógnitas”, a las que arbitrariamente denominaremos x, y, w, z según la
siguiente distribución:
Reacción química
CH4(g) + O2(g)
CO2(g) + H2O(g)
Coeficientes estequiométricos x CH4(g) + y O2(g)
Al contabilizar los elementos
w CO2(g) + z H2O(g)
C = 1x
=
C = 1w
H = 4x
=
H = 2z
O = 2y
=
O = 2 w + 1z
En http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/esteq.html puedes encontrar más
información sobre la estequiometría, además de desarrollar ejercicios y
resolver problemas de esta área de la química.
SABÍAS
QUE:
El metano (CH4) se
obtiene de la
descomposición orgánica.
En Chile su fuente más
común son los vertederos.
189
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Suponiendo que x = 1, se despejan las otras incógnitas. Remplazando en la
ecuación de C se obtiene:
1·1=1·w
w=1
Reemplazando en la ecuación para H se obtiene:
4·1=2·z
z=2
Reemplazando los valores obtenidos, en la ecuación para el O se obtendrá:
2·y=2·1+1·2
y=2
Al reemplazar en la ecuación química los valores de x, y, w y z se tiene:
Coeficientes estequiométricos 1CH4(g) + 2O2(g)
1CO2(g) + 2H2O(g)
Como en química los coeficientes estequiométricos y subíndices de valor 1
no se escriben, expresamos:
Coeficientes estequiométricos CH4(g) + 2O2(g)
CO2(g) + 2H2O(g)
Los coeficientes estequiométricos pueden tener varias lecturas,
denominadas relaciones. Entre ellas:
a. Molar: Indica cantidad de moles presentes.
b. Ponderal: Que permite establecer la masa de los moles presentes
empleando la MM y el número de moles presentes (m = n / MM). La
sumatoria de los reactantes y lo productos debe ser idéntica.
c. Volumen: Válida sólo para sustancias gaseosas que se comportan
idealmente, en las mismas condiciones de temperatura y presión.
Analicemos nuestro ejemplo anterior:
Relaciones
CH4(g) + 2O2(g)
estequiométricas
CO2(g) + 2H2O(g)
Molar
1 mol + 2 moles
1 mol + 2 moles
Ponderal
1 mol · MCH + 2 moles · MO
=
1 mol · MCO + 2 moles · MH
1 mol · 16 g/mol + 2 mol · 32 g/mol
=
1 mol · 44 g/mol + 2 mol · 18 g/mol
16 g + 64 g
=
44 g + 36 g
80 g
=
80 g
4
2
2
2O
Volumen
1 volumen + 2 volúmenes
1 volumen + 2 volúmenes
Lectura molar
1 mol de metano más dos moles
de oxígeno
forman 1 mol de dióxido de carbono más
dos moles de agua.
Lectura
ponderal
16 gramos de metano más 64
gramos de oxígeno
forman 44 gramos de dióxido de carbono
más 36 g de agua.
Lectura de
volumen
Un volumen de metano más 2
volumen de oxígeno
forman Un volumen de dióxido de carbono
más dos volumen de agua.
Gracias a las relaciones estequiométricas se pueden establecer relaciones
más complejas y desconocidas. Por ejemplo:
¿Cuántos moles de metano (CH4) son necesarios para formar 70 g de CO2
al reaccionar con la cantidad apropiada de oxígeno?
En el cuadro de relaciones se puede observar que 1 mol de CH4 forma 1
mol de CO2, que equivale a 44 g.
190
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Relaciones estequiométricas
CH4(g) + 2O2(g)
CO2(g) + 2H2O(g)
Molar
1 mol + 2 moles
1 mol + 2 moles
Ponderal
16 g + 64 g
44 g + 36 g
1 mol CH4 x mol CH4
=
44 g CO2
70 g CO2
1 mol CH4 · 70 g CO2
x mol CH4 =
44 g CO2
x mol CH4 = 1,59 mol CH4
Luego:
La estequiometría también es aplicable a las disoluciones. De hecho,
cuando transformas unidades de masa en cantidad de sustancia (g a mol) o
determinas la concentración de una disolución calculando masas, moles,
volumen y otros, estás realizando cálculos estequiométricos.
Las relaciones estequiométricas se pueden resumir de la siguiente forma:
se pueden
n
transformar
Nee
NA
n
=
=
=
m
transformar
Moles
Número de
entidades
elementales.
se puede
se puede
Nee
V
transformar
Masa
QUE:
Los subíndices de las
fórmulas químicas juegan
un rol fundamental en los
aspectos cuantitativos de la
química. Por ejemplo, el
agua es un compuesto
formado por hidrógeno y
oxígeno, al igual que el
peróxido de hidrógeno,
comúnmente denominado
“agua oxigenada”. Entonces,
¿qué hace tan diferentes a
estos compuestos?: la
proporción en la que se
combinan sus componentes.
Mientras en el agua la
proporción es 2 : 1 (H2O),
en el peróxido es 2 : 2
(H2O2).
Volumen
Relación
Relación
Relación
NA · n
Nº de Avogadro
Moles
M= m
n
d= m
V
m = masa
M = Masa molar
SABÍAS
d = densidad
V = volumen
1. Determina el equilibrio de las siguientes ecuaciones por método de
tanteo y algebraico.
a. NaCl(s)
+
H2SO4 (ac)
HCl (ac)
+
Na2SO4(ac)
b. H2CO3 (ac)
+
KClO(ac)
K2CO3 (ac) +
HClO (ac)
c. C4H10 (g)
+
O2 (g)
CO2 (g)
+
H2O(g)
2. Establece las relaciones estequiométricas molar, ponderal y de volumen
para cada una de las ecuaciones del primer punto.
3. Con los datos entregados de la combustión del metano, determina:
a. ¿Cuántos gramos de oxígeno deben reaccionar con la adecuada
cantidad de metano para formar 5 moles de agua?
b. ¿Qué cantidad en mol de dióxido de carbono se puede obtener a partir
de la reacción de metano con 44,8 L de oxígeno? (Ten presente que
1 mol de un gas cualquiera a 0 ºC y 1 atm de presión ocupa un
volúmen de 22,4 L).
c. ¿Cuánto metano debe reaccionar con oxígeno para producir 98 g
de agua?
d. Investiga. ¿Qué es el reactivo limitante y cuál es su incidencia en la
estequiometría de una reacción?
e. Determina cuál es el reactivo limitante de la combustión del metano.
H20
H202
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Aplicación e interpretación.
- Resolución de problemas.
- Investigación.
191
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
CIENCIA EN ACCIÓN Propiedades coligativas
Estudiaremos:
- Propiedades coligativas.
Introducción
Habilidades a desarrollar:
- Investigación.
- Observación.
Las propiedades coligativas son aquellas que dependen de la concentración del
soluto en la disolución.
En esta experiencia observaremos el comportamiento del punto de ebullición del
agua como solvente puro y en disolución.
Paso 1: Preguntas de investigación
¿Qué son las propiedades coligativas y cuál es su importancia en las disoluciones?
Materiales
Paso 2: Formulación de hipótesis
• Tres vasos pp de 250 mL.
• Una varilla de vidrio.
• Un vidrio reloj.
• Una espátula.
• Un termómetro.
• Trípode, rejilla y
mechero.
• Una pinza metálica.
• Un tubo de vidrio en U.
• Una probeta de 100 mL.
• Papel filtro.
Reactivos
De acuerdo con lo investigado, formula una hipótesis.
Paso 3: Diseño experimental
1. Desarrolla en tu cuaderno los cálculos necesarios para preparar las siguientes
disoluciones: 50 mL de disolución acuosa de cloruro de sodio 0,1 M y 50 mL de
disolución acuosa de ácido clorhídrico 0,1 M; 50 mL de disolución acuosa de
NaCl 1 M y 50 mL de disolución acuosa de HCl 1M.
2. En un vaso pp, dispón 50 mL de agua destilada y procede a calenta. Registra su
punto de ebullición.
3. En otro vaso pp, agrega 50 mL de disolución de NaCl 0,1 M y calienta hasta el
punto de ebullición y regístralo.
4. Repite el paso 3 con cada una de las disoluciones y registra en cada caso el
punto de ebullición.
• Un litro de agua
destilada.
• 20 mL de ácido
clorhídrico (HCl) 12 M.
• 20 g de sal de mesa
(NaCl).
Paso 4: Registro de observaciones
Registra en tu cuaderno los cálculos para la preparación de las soluciones y los
puntos de ebullición observados.
192
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Paso 5: Recopilación y ordenamiento de los datos
Ordena tus observaciones en la siguiente tabla:
Indicadores
NaCl 0,1 M NaCl 1 M HCl 0,1 M HCl 1M
Cantidad de sustancia de soluto (mol)
Masa de soluto (g)
Volumen de disolvente (L)
Molaridad de la solución
Volumen de disolución en experimentación
Tº de ebullición
Paso 6: Análisis de datos
A. Observa atentamente la tabla:
1. ¿Qué puedes concluir?
2. ¿Qué hace diferente a las disoluciones?
3. ¿La(s) diferencia(s) observada(s) influyen sobre el punto de ebullición?
B. Elabora un gráfico Te versus concentración. Identifica el NaCl con una
curva roja y el HCl con una azul. Observa el gráfico con atención.
1. ¿Qué puedes concluir?
2. ¿Cómo se explica la diferencia entre los puntos de ebullición del agua
como disolvente puro y las disoluciones de NaCl y HCl?
PRECAUCIÓN:
Recuerda lavar los materiales
empleados en cada disolución
para no alterar la composición
de otras disoluciones.
CUIDA EL AMBIENTE:
Una vez finalizada la actividad,
elimina los residuos por el
desagüe. Deja limpio y
ordenado el lugar de trabajo.
Paso 7: Conclusión y comunicación de resultados
Elabora las conclusiones considerando qué puedes decir respecto al punto de
ebullición y las propiedades coligativas.
Elabora un díptico informativo para comunicar los resultados.
Paso 8: Evaluación del trabajo realizado
Para evaluar el trabajo realizado te proponemos formular tres indicadores por
cada integrante, considerando las siguientes variables: trabajo en equipo,
aprendizajes esperados.
Una vez construidos, compártanlos y respondan en su cuaderno con la
nomenclatura + , +– y –.
Para escribir un informe o reporte científico se requiere organizar las
ideas y desarrollarlas con cierta coherencia para que entreguen un
mensaje que pueda ser comprendido por el lector. Para ello, te
pedimos que reflexiones respecto de las acciones iniciales que
utilizas en tu acción cotidiana cuando elaboras un informe escrito.
Indicadores previos para hacer un informe o reporte científico Si A veces No
Cuestionar acerca de las opciones posibles de realizar la tarea.
Planificar cada uno de los pasos que se ejecutarán en el desarrollo
del informe.
Proponer objetivos o metas para cumplir con esta exigencia.
Reconocer cómo afectan los conocimientos en el desarrollo de la tarea.
Identificar elementos o estrategias para realizar el informe.
Identificar falencias o fortalezas conceptuales para el desarrollo del
reporte científico.
Corregir aspectos equivocados del trabajo.
Argumentar por qué es necesario terminar el trabajo.
193
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
SABÍAS
QUE:
La fracción molar (X) es una
unidad de concentración
que relaciona los moles de
soluto o disolvente con la
cantidad total de moles
presentes en disolución. Su
expresión matemática es:
XA =
nA
nT
XB =
nB
nT
donde:
XA
nA
nT
XB
nB
=
=
=
=
=
fracción molar de A
moles de A
moles totales
fracción molar de B
moles de B
MÁS QUE QUÍMICA
Los pegamentos de
contacto son muy tóxicos
porque los disolventes
utilizados son muy
volátiles (de presión de
vapor elevada), evitando
de este modo que el
pegamento se seque al
interior del recipiente por
el movimiento continuo
de las moléculas y
permitiendo que al
momento de impregnarlo
en una superficie el
disolvente se evapore
rápidamente en contacto
atmosférico, dejando una
capa de pegamento seco.
Propiedades coligativas de
las disoluciones
Los estudios teóricos y experimentales han permitido establecer, que los
líquidos poseen propiedades físicas características. Entre ellas cabe
mencionar: la densidad, la propiedad de ebullir, congelar y evaporar, la
viscosidad y la capacidad de conducir la corriente eléctrica, etc. Propiedades
para las cuales cada líquido presenta valores característicos (constantes).
Cuando un soluto y un disolvente dan origen a una disolución, la presencia
del soluto determina una modificación de estas propiedades con relación a
las propiedades del solvente puro. Modificaciones conocidas como
propiedades de una solución.
Las propiedades de las disoluciones se clasifican en dos grandes grupos:
1. Propiedades constitutivas: son aquellas que dependen de la naturaleza de
las partículas disueltas. Ejemplo: viscosidad, densidad, conductividad
eléctrica, etc.
2. Propiedades coligativas o colectivas: son aquellas que dependen del
número de partículas (moléculas, átomos o iones) disueltas en una
cantidad fija de disolvente y no de la naturaleza de estas partículas.
Corresponden a:
a. Descenso en la presión de vapor del solvente,
b. Aumento del punto de ebullición,
c. Disminución del punto de congelación,
d. Presión osmótica.
Las propiedades coligativas tienen tanta importancia en la vida común como
en las disciplinas científicas y tecnológicas, entre otras cosas permite:
• Separar los componentes de una solución por un método llamado
destilación fraccionada.
• Formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes, como por ejemplo
las que se emplean en los radiadores de los automóviles.
• Determinar masas molares de solutos desconocidos.
• Formular sueros o soluciones fisiológicas que no provoquen desequilibrio
hidrosalino en los organismos animales o que permitan corregir una
anomalía del mismo.
• Formular caldos de cultivos adecuados para microorganismos específicos.
• Formular soluciones de nutrientes especiales para regadíos de vegetales
en general.
Para su estudio, es necesario considerar dos características importantes de
las disoluciones y los solutos.
Disoluciones: Es importante tener en mente que se está hablando de
soluciones relativamente diluidas, es decir, disoluciones cuyas
concentraciones son de 0,2 Molar, en donde teóricamente las fuerzas de
atracción intermolecular entre soluto y solvente serán mínimas.
Solutos: Se presentarán como:
• Electrolitos: disocian en solución y conducen la corriente eléctrica.
• No Electrolito: no disocian en solución. A su vez el soluto no electrolito
puede ser volátil o no volátil.
194
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Presión de vapor
Una de las características más importantes de los líquidos es su capacidad
para evaporarse, es decir, la tendencia de las partículas de la superficie del
líquido, a salir de la fase líquida en forma de vapor. Importante también es
notar que no todas las partículas de líquido tienen la misma energía cinética,
es decir, no todas se mueven a igual velocidad sino que se mueven a
diferentes velocidades.
Así, sólo las partículas con mayor energía pueden escaparse de la superficie
del líquido a la fase gaseosa.
En la evaporación de líquidos, hay ciertas moléculas próximas a la superficie
con suficiente energía como para vencer las fuerzas de atracción del resto y
así formar la fase gaseosa.
Si un líquido está en un recipiente sellado puede parecer que no existiera
evaporación, pero es sabido que las moléculas continúan abandonando el
líquido y algunas moléculas de vapor regresan a la fase líquida, ya que a
medida que aumenta la cantidad de moléculas de fase gaseosa aumenta la
probabilidad de que una molécula choque con la superficie del líquido y se
adhiera a él.
A medida que pasa el tiempo, la cantidad de moléculas que regresan al
líquido iguala exactamente a las que escapan a la fase de vapor. Entonces, el
número de moléculas en la fase gaseosa alcanza un valor uniforme.
Las moléculas de la fase gaseosa que chocan contra la fase líquida ejercen
una fuerza contra la superficie del líquido, a la que se denomina presión de
vapor, que se define como la “presión ejercida por un vapor puro sobre su
fase líquida cuando ambos se encuentran en equilibrio dinámico”. Respecto
a ella se ha demostrado experimentalmente que depende la temperatura y
de la naturaleza del líquido.
Observa con atención el siguiente gráfico:
P de vapor
(mm Hg)
900
800
700
600
500
400
300
200
100
0
Presión del Vapor de distintos líquidos
a las mismas temperaturas
20
30
PV Ác.
Acético
40
50
PV
Agua
60
70
80 t (ºC)
PV
PV
Benceno Etanol
A partir de los datos representados en él, se puede establecer que:
1. Para un mismo líquido por ejemplo el agua, la presión de vapor aumenta
a medida que aumenta la temperatura.
2. Líquidos diferentes a la misma temperatura presentan presiones de
vapor diferentes.
195
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Propiedades coligativas
1. Descenso de la presión de vapor.
Tal como se indica en el gráfico anterior, un líquido puro posee una presión
de vapor determinada, que depende sólo de él y de la temperatura a la que
se presenta. Valor que se altera si agregamos al líquido (disolvente) un
soluto cualquiera.
El soluto y el disolvente pueden ser volátiles o no volátiles. Los no volátiles
presentan una gran atracción entre sus moléculas componentes, por lo
tanto su presión de vapor es pequeña, mientras que los volátiles tienen
interacciones moleculares más débiles, lo que aumenta la presión de vapor,
es decir, el número de moléculas en estado gaseoso.
Figura 4. Representación de la presión de vapor de un líquido volátil y uno no volátil.
Si el soluto que se agrega al disolvente es no volátil, se producirá un
descenso de la presión de vapor, puesto que un soluto no volátil que se
añade al líquido, reduce la capacidad de las moléculas del disolvente a pasar
de la fase líquida a la fase vapor, debido a que se generan nuevas fuerzas de
interacción. Lo que produce un desplazamiento del equilibrio y se traduce
en una reducción de la presión de vapor sobre la disolución.
El grado en el cual un soluto no volátil disminuye la presión de vapor es
proporcional a la concentración de la disolución, es decir, mientras mayor sea la
concentración de la solución mayor es la disminución de la presión de vapor.
La expresión cuantitativa del descenso de la presión de vapor de las soluciones
que contienen solutos no volátiles está dada por la Ley de Raoult, formulada
por el científico Francois Marie Raoult quien demostró que “a una temperatura
constante, el descenso de la Presión de Vapor es proporcional a la concentración de
soluto presente en la disolución”, lo que cuantitativamente se expresa como:
0
P = Xdisolvente · Pdisolvente
Donde:
P
Xdisolvente
es la presión de vapor de la solución.
es la fracción molar del disolvente.
0
Pdisolvente
es la presión de vapor del disolvente puro.
Ahora bien, cuando la disolución posee un solvente A y un único soluto al que
denominaremos “B”, de fracción molar XB, tendremos lo siguiente:
PA = PA0 · XA
Donde:
PA es la presión de vapor de la solución
PA0
XA
196
es la presión de vapor del disolvente puro.
es la fracción molar del disolvente en la disolución.
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Considerando que XB + XA = 1 y reemplazando XA en la expresión anterior,
tenemos que,
PA = PA0 · (1–XB)
Al resolver algebraicamente se obtiene:
PA = PA0 – PA0 XB
Expresión que permite obtener la diferencia entre las presiones de vapor (6PA),
observa atentamente:
PA = PA0 – PA0 XB
PA0 – PA = PA0 XB
6PA = PA0 XB
Otro caso, es considerar una disolución formada por dos componentes
volátiles, en las cuales las presiones parciales de los vapores de A y B sobre
la disolución están dadas por la Ley de Raoult.
PA = XA · PA0
PB = XB · PB0
y
La presión de vapor total sobre la solución se calcula sumando las presiones
parciales de cada componente volátil.
PTOTAL
=
PA
+
PTOTAL
=
XA · PA0 + XB · PB0
PB
Revisemos el siguiente ejemplo:
Consideremos una disolución formada por 1 mol de Benceno y 2 moles de
Tolueno. El Benceno presenta una presión de vapor (P0) de 75 mmHg y el
Tolueno una de 22 mmHg a 20 °C.
La fracción molar de Benceno y Tolueno serán:
1
2
Xbenceno =
= 0,33
XTolueno =
= 0,67
1+2
1+2
La presión de parcial de cada componente y la presión de vapor de la
solución serán:
Ptolueno = Xtolueno · P 0tolueno
Pbenceno = Xbenceno · P 0benceno
Pbenceno = (0,33 ) · (75 mmHg)
Ptolueno = (0,67) · (22 mmHg)
Pbenceno = 25 mmHg
Ptolueno = 15 mmHg
Y la presión total:
PTOTAL = Pbenceno + Ptolueno
PTOTAL = 25 mmHg + 15 mmHg
PTOTAL = 40 mmHg
2. Aumento del punto de ebullición
Un disolvente en disolución tiene menor número de partículas que se
convierten en gas por la acción de las moléculas del soluto en la superficie.
Esto provoca el ascenso del punto de ebullición, pues la presión de vapor se
igualará a la presión atmosférica a mayor temperatura.
197
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Así, el ascenso del punto de ebullición, se obtiene por la diferencia entre el
punto de ebullición de la disolución y el punto de ebullición del disolvente
puro, lo que se expresa como:
6Te = Te disolución – Te0 disolvente puro
Donde:
Corresponde al ascenso del punto de ebullición.
6Te
Te disolución
Es el punto de ebullición de la disolución.
Te0 disolvente puro Es el punto de ebullición del disolvente puro.
Se sabe además que, como toda propiedad coligativa, el ascenso del punto
de ebullición depende de la concentración del soluto, siendo en este caso
una relación directamente proporcional según la relación:
6Te = Ke · m
Donde:
Ke es la constante ebulloscópica que establece el ascenso del punto de
ebullición de una disolución 1 molal y es propia de cada disolvente y
está tabulada. Para el caso del agua corresponde a 0,52 ºC/m.
m corresponde a la molalidad.
Por ejemplo, cuál es el punto de ebullición de una solución de 100 g de
anticongelante etilenglicol (C2H6O2) en 900 g de agua (Ke = 0,52 °C/m).
Datos:
Masa soluto etilenglicol = 100 g
Masa molar soluto etilenglicol = 62 g/mol
Masa disolvente agua = 900 g
MM disolvente agua = 18 g/mol
Ke = 0,52 °C/m
Te = 100 °C
Sí 6Te se puede calcular a partir de las expresiones
6Te = Te disolución – T0e disolvente puro (1) y 6Te = Ke · m (2)
Para obtener la temperatura de ebullición de la disolución necesitamos la
ecuación (1), pero como no tenemos 6Te (ascenso de la temperatura de
ebullición), necesitamos obtenerlo de ecuación (2).
Primero se debe la molalidad de la disolución:
Moles de soluto :
62 g ----- 1 mol
100 g ----- x
x =
1,613 moles de soluto
Molalidad =
1,792 molal
Posteriormente y empleando la molalidad, se tiene:
6Te = Ke · m
6Te = (0,52 °C/molal) (1,792 molal)
6Te = 0,9319 °C
Y
6Te
0,9319 °C
Te
198
=
=
=
Te
–
Te
–
100,9319 °C
Tºe
100 °C
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
3. Descenso del punto de congelación
En una disolución, la solidificación del disolvente se producirá cuando éste
rompa sus interacciones con el soluto disuelto y se enlace nuevamente como
si estuviera puro. Para ello la temperatura debe bajar más que el punto en el
cual el disolvente se congelaría puro por lo tanto, el punto de congelación de
una disolución es siempre más bajo que el del disolvente puro y
directamente proporcional a la concentración del soluto.
El descenso del punto de congelación (6Tc ) se obtiene por la diferencia entre
el punto de congelación del disolvente puro (Tºc B) y el punto de congelación
de la disolución (Tc ), lo que se expresa como:
6Tc = Tºc B – Tc
Experimentalmente, se observa que 6Tc es directamente proporcional a la
concentración molal de la disolución, a saber:
6Tc = Kc · m
Donde:
Kc es la constante crioscópica que representa el descenso del punto de
congelación de una disolución 1 molal y es propia de cada disolvente y
está tabulada. Para el agua es 1,86 ºC/m.
m corresponde a la concentración molal de la solución.
El punto de congelación es la temperatura a la cual la presión de vapor
del líquido y del sólido son iguales, provocando que el líquido se convierta
en sólido.
Para la misma sustancia (etilenglicol) se calculara el punto de congelación de
una solución de 100g de anticongelante, en 900 g de agua, sabiendo que
Kc = 1,86 °C/molal.
Sabiendo que 6Tc = T°c – Tc y además es 6Tc = Kc · m
Al igual que el ejercicio anterior, se debe determinar la molalidad de la
disolución.
Moles de soluto : 62 g ----- 1 mol
100 g ----- x
x = 1,61 moles de soluto
Molalidad = 1,79 molal
Así:
6Tc
6Tc
6Tc
=
=
=
Kc · m
(1,86 °C/molal) · (1,79 molal)
3,33 °C
Despejando se obtendrá:
=
T°c – Tc
6Tc
3,33 °C =
0° – Tc
Tc
=
– 3,33 °C
4. Presión osmótica
Al poner en contacto dos disoluciones de diferente concentración a través de una
membrana semipermeable se producirá el paso del disolvente desde la disolución
más diluida hacia la más concentrada, fenómeno conocido como osmosis.
199
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
La presión osmótica se entiende como aquella que establece el equilibrio
dinámico entre el paso del disolvente desde la disolución diluida hacia la
más concentrada y viceversa.
La presión osmótica obedece a una ley similar a la de los gases ideales. Van't
Hoff fue el primer científico que analizó estos hechos, los cuales se expresan
en la siguiente ecuación, conocida como ecuación de Van't Hoff:
n RT
/ =
V
Donde:
/ =
V =
R =
n =
T =
Presión Osmótica (atm)
Volumen de la solución (L)
Constante de los gases ideales (0,082 L atm/ K mol)
Número de moles de soluto
Temperatura (K)
De acuerdo a la ecuación de Van't Hoff, se observa que a temperatura
constante la presión osmótica sólo depende de la concentración de
partículas y no de la naturaleza del soluto, de ahí que la presión osmótica es
una propiedad coligativa de una solución.
Si el volumen de la solución fuera un litro, entonces:
n
= Molaridad*, por lo tanto, nuestra relación puede formularse como:
V
/ = M · R ·T
*Cuando las soluciones son muy diluidas (menores a 0,1 M) se puede
considerar que la molaridad es igual a la molalidad.
Las disoluciones se pueden clasificar entre sí respecto de su presión
osmótica en:
1. Ambas disoluciones tiene la misma concentración:
Disolución A
Concentración 0,01 molal
Disolución B
Concentración 0,01 molal
Membrana
semipermeable
• Ambas soluciones tienen la misma concentración, a una temperatura
dada, luego podemos decir que no se presenta el fenómeno de Osmosis.
• Se puede concluir, entonces, que ambas soluciones tiene igual Presión
Osmótica.
• Cuando dos soluciones tienen igual Presión Osmótica se dice que son
isotónicas o isoosmótica entre sí (iso = igual; osmótica = presión osmo;
tónica = concentración).
200
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
2. Las disoluciones presentan concentraciones distintas:
Disolución A
Concentración 0,02 molal
Disolución B
Concentración 0,01 molal
Membrana semipermeable
• La disolución A tiene mayor concentración que la disolución B, se dice
entonces, que la disolución A es hipertónica con respecto a la disolución B.
• También se puede decir que la disolución B es hipotónica con respecto a la
disolución A.
• Como la disolución B es hipotónica, con respecto a la disolución A, genera
una menor presión osmótica, ya que tiene menos partículas en solución,
por lo tanto, se puede decir que la disolución B es hipoosmótica con
respecto a la disolución A.
• Como la disolución A es hipertónica, con respecto a la disolución B, genera
una mayor presión osmótica, ya que tiene mayor número de partículas en
solución, luego se dice que es hiperosmótica con respecto a la solución B.
Analicemos el siguiente ejemplo. La presión osmótica promedio de la sangre
es 7,7 atm a 25 °C. ¿Qué concentración de glucosa (C6H12C6), será isotónica
con la sangre?
Para determinar la presión osmótica se tiene:
/ = M · R ·T
Despejando la M se obtendrá:
M=//R·T
Reemplazando se observa la expresión:
M = 7,7 atm / (0,082 L atm/°K mol) · (298 °K)
M = 0,31 M o 5,3%
Busca información en diferentes fuentes, consultándole a tu profesor(a) responde:
1. ¿Qué es un gaseoducto?
2. ¿Cómo se transporta el gas natural hasta los domicilios e industrias?
3. ¿Cuál es la diferencia entre el gas natural y el gas licuado tradicional?
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Investigación.
- Aplicación.
- Resolución fed problemas.
4. Explica las ventajas y desventajas del uso del gas natural.
5. Considerando las ventajas y desventajas del uso del gas natural, crees que
es una buena alternativa para reemplazar el gas licuado en Chile. Justifica
tu respuesta.
201
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
6. La presión de vapor del metanol puro es 159,76 mmHg. Determinar la
fracción molar de glicerol (soluto no electrólito y no volátil) necesario
para disminuir la presión de vapor a 129,76 mmHg.
7. Determine la masa molar de un compuesto no electrolito sabiendo que
al disolver 384 g de este compuesto en 500 g de benceno, se observó
una temperatura de ebullición de la disolución de 85,1 °C.
(Benceno: Keb = 2,53 °C/m y punto de ebullición 80,1 °C)
8. Una disolución contiene 8,3 g de una sustancia no electrolito y no volátil,
disuelta en un mol de cloroformo (CHCl3), ésta solución tiene una presión
de vapor de 510,79 mmHg. La presión de Vapor del cloroformo a esta
temperatura es 525,79 mmHg. En base a ésta información determine:
a. La fracción molar de soluto.
b. El número de moles de soluto disueltos.
c. La masa molar de soluto.
9. Cuántos gramos de glucosa (masa molar 180 g/mol) son necesarios
disolver en 1000 g de agua para que la temperatura de ebullición del
agua se eleve en 3 °C.
(Agua: temperatura de ebullición 100 °C y Ke = 0,52 °C/m)
10. Calcule el punto de congelación de una disolución acuosa al 1,26 % m/m
de un compuesto no electrolito.
(agua: Kc = 1,86 °C/m y T°c = 0 °C; masa molar de soluto 51g/mol)
11. Si se disuelven 3,96 g de ácido benzoico en 80,6 g de benceno y la
disolución se congela a –4,47 °C. Determine la masa molecular
aproximada del ácido benzoico. (Benceno: temperatura de congelación
5,5 °C y constante crioscópica 5,12 °C/m)
12. ¿Que presión osmótica ejercerá una disolución de urea en el agua al
1% a %m/v, a 20 ºC (masa molar de urea 60 g/mol)?
13. Calcular la masa molar aproximada del pineno sabiendo que al disolver
2,8 g en alcohol hasta un volumen de 500 mL se midió una presión
osmótica de 1,2 atm a 20 °C.
14. Los deportistas que practican Runnign suelen consumir bebidas
especiales, como por ejemplo las que muestra la fotografía.
Considerando lo que has aprendido respecto a la presión osmótica:
a. ¿Cuál es la finalidad de su consumo?
b. Con la ayuda del docente explica ¿qué efecto tienen el consumo de
bebidas isotónicas a nivel celular?
15. Por último indica ¿Qué aplicaciones industriales tiene el proceso de osmosis?
202
Mezclas de vital importancia
Las disoluciones y las mezclas en general
forman parte de nuestra vida cotidiana, pero
¿qué sucede con nuestro organismo? Nuestro
cuerpo tiene mezclas de vital importancia,
como la saliva y la orina, cuya composición
química y función, analizaremos.
La saliva es un líquido claro que se fabrica
en la cavidad bucal continuamente durante las
24 horas del día, cada día del año durante
toda la vida.
Está compuesta por aproximadamente un 95 %
de agua, en la que se disuelve el 5% restante,
formado por sustancias químicas inorgánicas
y orgánicas.
La siguiente tabla, elaborada por la odontóloga
española Carmen Llena Puy, publicada en su
estudio “La saliva en el mantenimiento de la
salud oral y como ayuda en el diagnóstico de
algunas patologías”, resume la composición de
esta mezcla y la función específica que cada
una cumple:
Esta mezcla producida en las glándulas salivales
humedece los alimentos, haciendo que su
deglución sea mucho más fácil. Además, sin ella
la lengua no sería capaz de distinguir los
sabores. Ayuda, gracias a las enzimas, en la
descomposición de los alimentos, combate las
infecciones de la boca, colabora en mantener
los dientes limpios, incluso es vital para hablar
(función de la fonación), pues con una boca con
poca lubricación es difícil hablar; sin
lubricación, imposible.
Funciones
Lubricación
Antimicrobiana
Mantenimiento de la
integridad de la mucosa
Limpieza
Capacidad tampón y
remineralización
Preparación de los
alimentos para la
deglución
Digestión
Sabor
Fonación
Componentes
Mucina, glicoproteínas ricas en prolina, agua
Lisocima, lactoferrina, lactoperoxidas, mucinas,
cistinas, histatinas, inmunoglobulinas, proteínas
ricas en prolina
Mucinas, electrolitos, agua
Agua
Bicarbonato, fosfato, calcio, staterina, proteínas
aniónicas ricas en prolina, flúor
Agua, mucinas
Amilasa, lipasa, ribonucleasas, proteasas, agua,
mucinas
Agua, gustina
Agua, mucina
La orina por su parte, es un líquido de color
amarillento, compuesto por agua y una serie
de sustancias disueltas que el cuerpo no
necesita y elimina mediante este medio, entre
ellas la urea (sustancia formada en el hígado
producto de la degradación del metabolismo
de las proteínas) y algunos minerales, como el
potasio, sodio, cloro, iones de fosfato y sulfato,
además, de ácido úrico y creatinina.
Esta mezcla se forma en los riñones, encargados
de realizar un minucioso trabajo de filtrado de la
sangre, el que puede ser artificialmente
reemplazado por la diálisis, procedimiento
médico que es empleado en pacientes que
presentan una deficiencia renal crónica.
Las funciones de la orina que influyen en la
homeostasis son:
1
2
(1) Parótida
3
(2) Sublingual
(3) Submandibular
Revista Científica
a. Eliminación de sustancias tóxicas
producidas por el metabolismo
celular, como la urea.
b. Eliminación de sustancias tóxicas,
como drogas.
c. El control electrolítico, regulando la
excreción de sodio y potasio.
d. Regulación hídrica o de la volemia para el
control de la tensión arterial.
e. Control del equilibrio ácido-base.
Para la reflexión
Habilidades a desarrollar:
- Identificación.
- Aplicación.
Lee el texto marcando cada una de las
palabras que no conozcas. Posteriormente,
busca su significado en un diccionario,
vuelve a leer y responde:
1. ¿Qué son los aminoácidos?
2. ¿Por qué la saliva es importante para
la deglución?
3. ¿Qué es un proceso metabólico? ¿Por qué
ambas mezclas (saliva y orina) son
importantes en distintos procesos
metabólicos?
4. ¿Por qué se asegura que la orina cumple
importantes funciones en la homeostasis
del cuerpo?
5. ¿La saliva y la orina son mezclas
homogéneas o heterogéneas?
Justifica tu respuesta.
6. ¿Qué otras mezclas son de vital
importancia en nuestro organismo?
Menciona a los menos dos e investiga
su composición química y función en
el organismo.
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Revisemos lo aprendido: Tema 1
Desarrolla individualmente en tu cuaderno cada
una de las preguntas. Consulta a tu profesor(a) en
caso de duda.
I. Asociación: relaciona los conceptos con las
definiciones enumeradas.
a. dispersa
b. soluto
c. homogénea
d. disolvente
e. solubilidad
f. agua
g. mezcla
h. insaturada
i. aire
j. disolución
k. osmosis
l. ebullición
m. heterogénea
n. mol
ñ. ebulloscópica
o. temperatura
p. agitación
q. raoult
r. saturada
s. dispersante
t. coligativas
u. estequiometría
v. crioscópica
w. coloide
1. Combinación de dos o más sustancias, donde
cada una conserva su identidad.
2. Tipo de mezcla en la que no es posible
distinguir, a simple vista, sus componentes.
3. Tipo de mezcla que presenta dos o más fases
según la cantidad de componentes.
4. Nombre que reciben las mezclas homogéneas
como “sinónimo”de ellas.
5. Fase dispersante en una disolución química.
6. Tipo de mezcla heterogénea que no presenta
sedimentación.
7. Componente de la disolución presente en
menor cantidad.
8. Medida de la capacidad de una determinada
sustancia para disolverse.
9. Fase de las mezclas que debe disolverse.
10. Disolvente más común en las disoluciones.
11. Factor que afecta la solubilidad de las
disoluciones.
12. Tipo de disolución en la que la cantidad de
soluto está en equilibrio con la capacidad del
disolvente para disolverla.
13. Unidad de carácter atómico que permite
determinar la cantidad de entidades
elementales presentes en la masa de ellas.
14. Disolución de componentes gaseosos presente
en la naturaleza.
15. Fase de las mezclas en la cual uno de los
componentes se disuelve.
16. Factor que permite disminuir el tiempo en el
cual se solubiliza un soluto sólido en un
solvente líquido.
17. Tipo de disolución en la que es posible
agregar mayor cantidad de soluto sin producir
aún la saturación.
204
18. Punto en el que la presión de vapor de un
líquido se iguala a la presión atmosférica.
19. Constante que indica para cada disolvente el
descenso del punto de congelación de una
disolución 1 molal.
20. Tipo de transporte que se desarrolla mediante
una membrana semipermeable entre
disoluciones de diferente concentración.
21. Propiedades de las disoluciones que dependen
únicamente de la cantidad de soluto presente
en una disolución.
22. Científico que estableció que la presión de
vapor es igual al producto de su presión como
sustancia pura por la concentración (como
fracción molar).
23. Constante que establece el ascenso del punto
de ebullición de una disolución 1 molal.
24. Área de la química que establece la
cantidad y la relación que existe entre los
elementos y compuestos que participan en
una reacción química.
II. Respuesta breve: explica cada afirmación.
1. “No todas las mezclas se pueden clasificar
como disoluciones”.
2. “El disolvente siempre estará en mayor
cantidad que el soluto, incluso en las
disoluciones sobresaturadas”.
3. “Lo semejante siempre disuelve lo semejante”.
4. “El mol es una unidad de carácter químico”.
5. “El efecto de la presión sobre la solubilidad
depende del estado del soluto”.
6. “La solubilidad no es lo mismo que la
concentración”.
7. En una disolución, ambos componentes
deben ser de la misma naturaleza, de lo
contrario es una mezcla heterogénea”
8. “Dos disoluciones acuosas de NaCl de igual
volumen pero diferente concentración,
tendrán puntos de ebullición distintos”.
9. “En un medio isotónico, las disoluciones
separadas por una membrana
semipermeable están en equilibrio”.
10. “Las propiedades coligativas dependen de la
concentración de soluto y no de su naturaleza”.
11. “Una ecuación química no balanceada no
aplica la ley de conservación de la masa”.
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
III.Ejercicios: desarrolla en tu cuaderno.
1. ¿Cuántos gramos de ácido nítrico (HNO3) son
necesarios para preparar 60 g de disolución al
80% m/m?
2. ¿Qué cantidad de azúcar en gramos es
necesaria para obtener una disolución de
24 mL de concentración 65% m/V?
3. Determina la M de una disolución de
250 mL que contiene 35 g de NaOH
(hidróxido de sodio).
4. Calcula el % V/V de una disolución que se
prepara con 70 mL de etanol y 330 mL de
agua. Asuma volúmenes aditivos.
5. Para preparar medio litro de una disolución
acuosa de cloruro de aluminio (AlCl3)
3% m/V, ¿qué masa del soluto se debe
disolver en agua?
6. ¿Cuántos moles de ácido fluorhídrico (HF) se
deben agregar a 300 g de agua para obtener
una disolución acuosa 4 molal?
7. ¿Cuántos mililitros de disolventes son
necesarios agregar a 2 g de ácido sulfhídrico
(H2S) para formar una disolución 5 % V/V?
Densidad del ácido es 1,3 g/mL.
8. Si una solución acuosa de hidróxido de litio
(LiOH) es 7% m/V, ¿qué molaridad presenta?
9. ¿Qué masa de cloruro de sodio (NaCl) es
necesaria para obtener 2 litros de una
disolución acuosa 5 molar?
10. Si una disolución acuosa de ácido clorhídrico
tiene concentración 2M, ¿cuál será su % V/V
si la densidad del agua y del ácido son 1 y
1,2 g/mL, respectivamente?
11. Determina la concentración de una solución
de 300 mL que fue preparada al disolver 5 mL
de otra disolución 3 M.
12. ¿Qué cantidad de agua se debe agregar a
40 mL de disolución 0,6 M para obtener otra
disolución 0,1 M?
13. Balancea las siguientes ecuaciones químicas:
ZnCl2(ac) + H2(g)
a. HCl(ac) + Zn(s)
b. NaOH(ac) + H2CO3(ac)
c. C4H10(g) + O2(g)
Na2CO3(ac) + H2O(g)
CO2(g) + H2O(g)
d. KCl(ac) + H2SO4(ac)
e. H2(g) + O2(g)
f. Ba(s) + O2(g)
K2SO4(ac) + HCl(ac)
H2O(g)
BaO(s)
g. Cl2O3(ac) + H2O(ac)
HClO2(ac)
Autoevaluación
Revisa el nivel de logro de los aprendizajes
esperados para este tema. Recuerda ser honesto(a)
al responder. Sólo así podrás revisar aquellos
aspectos que consideras que no han sido
logrados completamente.
Marca con una X el casillero que correponda:
Logrado (L): Has logrado plenamente.
Medianamente Logrado (ML): Has logrado
parcialmente el aprendizaje, aún falta trabajar
algunos aspectos.
Por lograr (PL): Aún no logras el aprendizaje,
debes seguir trabajando para ello.
Aspecto por evaluar
L ML PL
Identifico entre diversas sustancias las
mezclas homogéneas de las heterogéneas.
Distingo los componentes de una disolución.
Soy capaz de obtener la concentración
porcentual de cualquier tipo de disolución.
Puedo preparar disoluciones a diferentes
concentraciones molares modificando la
cantidad de soluto y de disolvente.
Puedo obtener la concentración molar de
una disolución a partir de datos indicados
en una situación problema.
Conozco los principios básicos de
estequiometría aplicados a las
reacciones químicas.
Puedo resolver problemas aplicando las
relaciones estequiométricas molares,
ponderales y de volumen.
Identifico las propiedades coligativas
presentes en una disolución.
Aplico las propiedades coligativas a
situaciones cotidianas.
Desarrollé habilidades científicas que me
permiten ir resolviendo las situaciones
nuevas a las que me enfrento diariamente.
Valoré el conocimiento entregado por la
química sobre las disoluciones para aplicarlo
a situaciones cotidianas de la vida real.
Observa con atención los aspectos que has
evaluado como ML y PL. Coméntalos con tu
profesor(a) y establece en conjunto con él o ella
las estrategias que te permitirán lograr (L) los
aspectos identificados.
205
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
TEMA 2
Ácidos y bases
Estudiarás en este tema:
• Concepto de acidez y
de pH.
• Estimación de la acidez
de disoluciones acuosas.
• Fuerza relativa de ácidos
y bases.
• Neutralización.
• Disoluciones
amortiguadoras.
En las disoluciones se establece una competencia de interacciones entre las
moléculas del disolvente y las del soluto, donde las interacciones moleculares
dependen directamente de la estructura de las especies participantes; por lo tanto,
es relevante la naturaleza del soluto respecto a su polaridad y capacidad de
ionización, tal como se estudió en el Tema 1 de esta Unidad. Entre los conceptos
que revisaremos están:
Ácidos y bases
se
caracterizan
por
se
definen
se determina su
concentración
existen disoluciones
amortiguadoras
(1)
(3)
Escala de pH
Mantienen el pH
(2)
(4)
Por presencia
de iones H+
Como el
bicarbonato
de sodio
Y para comenzar...
Es común que utilicemos el término ácido para clasificar algunas sustancias. Las
preguntas que espontáneamente podemos hacer a partir de esto es ¿por qué?,
¿qué criterio se utiliza para decir que algo es ácido?, ¿todo aquello que no es
ácido es entonces básico?
Figura 1. Tableta de antiácido
en agua.
1. Observa las imágenes atentamente y clasifica las especies allí mostradas
como ácidas, básicas o neutras, según corresponda.
2. Indica cuál es el criterio que empleaste para catalogarlas.
3. ¿Qué otros ejemplos puedes agregar de sustancias ácidas o básicas?
4. ¿Cuál crees que será su utilidad?
5. ¿Qué sucederá al mezclar un ácido con una base?
206
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
CIENCIA EN ACCIÓN
Ácidos y bases
Estudiaremos:
- Características operacionales de ácidos y bases.
Introducción
Los ácidos y las bases son sustancias que están presentes en el equilibrio
interno de los seres vivos. Las características que experimentalmente permiten
clasificarlas, considerando su sabor, reactividad, entre otros, serán estudiadas
en el presente laboratorio con el objetivo de reconocer un ácido y una base
por reactividad.
Habilidades a desarrollar:
- Observación.
- Identificación.
- Clasificación.
Paso 1: La observación
Observa atentamente la tabla que a continuación se presenta. En ella se
describen algunas características operacionales de estas sustancias.
Criterios operacionales
Sabor
Reacciones características
ÁCIDOS
BASES
Cítrico
Amargo
Reacciona con metales
No reacciona con metales
No reacciona con grasa
Reacciona con grasa
En presencia de fenolftaleína Permanece incoloro
Se torna fucsia.
Paso 2: Preguntas de investigación
De acuerdo con la información entregada en la tabla, plantea preguntas de
investigación para las siguientes sustancias: HCl y NaOH.
Paso 3: Formulación de hipótesis
Establece las hipótesis que posteriormente someterán a comprobación.
Paso 4: Diseño experimental
Ensayo 1: Reacción con metales
1. En dos tubos de ensayo distintos, dispón de 2 mL de HCl y NaOH,
respectivamente.
2. A cada tubo agrega una granalla de cinc y registra tus observaciones.
Materiales
• Seis tubos de ensayo.
• Un gotario.
• Dos pipetas de 5 o
10 mL.
• Una pinza de madera.
• Papel tornasol.
Reactivos
• 10 mL de hidróxido de
sodio (NaOH) 1M.
• 10 mL de ácido
clorhídrico (HCl) 1M.
• Dos granallas de cinc.
• Fenolftaleína.
Ensayo 2: Reacción con grasas
1. Repite el paso 1 del ensayo anterior.
2. A cada tubo agrega un trozo pequeño y equivalente de grasa. Registra
tus observaciones.
Ensayo 3: Fenolftaleína
1. Repite nuevamente el paso 1 del ensayo 1.
2. A cada tubo agrega dos gotas de fenolftaleína y registra tus observaciones.
3. Reúne el contenido de ambos tubos en uno solo. ¿Qué observas?
Ensayo 4: Papel tornasol
1. Sobre una hoja de papel blanco, dispón dos trozos de papel tornasol.
2. Sobre uno de ellos deposita una gota de HCl y sobre el otro una gota de
NaOH. Registra tus observaciones.
207
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Paso 5: Registro de observaciones
Registra las observaciones del trabajo experimental en tu cuaderno.
Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos
Ordena las observaciones en la siguiente tabla.
Ensayo
1
2
3
4
PRECAUCIÓN:
Trabaja con cuidado, ya que
estarás en contacto con dos
sustancias que producen
quemaduras. No tomes
contacto directo con ellas. Si
eso sucede, consulta a tu
profesor o profesora.
Para agregar volúmenes de
estas sustancias, toma los tubos
con las pinzas de madera.
CUIDA EL AMBIENTE:
Una vez terminada las
experiencias, trasvasija el
NaOH a sus respectivos
tubos de HCl, homogeniza
agitando suavemente. Luego
elimina las mezclas por el
desagüe, pues tendrán un pH
prácticamente neutro.
HCl
NaOH
Paso 7: Análisis de datos
1. Considerando las observaciones y la información entregada respecto al
comportamiento operacional de los ácidos y bases, clasifica cada una
de las sustancias.
2. ¿Cuál de los ensayos te parece más apropiado para reconocer ácidos o
bases? Justifica tus respuestas.
3. ¿Cómo explicas lo observado al reunir en un sólo recipiente las muestras
con fenolftaleína?
4. Según el color del papel tornasol, ¿cuál es el pH de las especies?
5. Investiga qué es el pH.
6. ¿Por qué se recomienda unir el NaOH con el HCl para eliminarlos?
Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados
Puedes concluir respecto a las propiedades operacionales para identificar
ácidos y bases escribiendo en el cuaderno la información que resuma estos
conceptos. Posteriormente elabora un informe científico.
Paso 9: Evaluación del trabajo realizado
Junto a tus compañeros y compañeras evalúa el trabajo realizado. Para ello
propongan preguntas respecto a los aprendizajes esperados y respondan si:
- ¿Lograron a través de esta actividad desarrollar las habilidades propuestas?
- ¿Consideran que los ensayos realizados permiten identificar fácilmente un
ácido o una base?
Al escribir un informe científico debes considerar un protocolo de
escritura. Revisemos cuáles aplicas en tu quehacer diario y con qué
frecuencia lo haces.
Indicadores de escritura para hacer
Sí A veces No
un informe o reporte científico
Organizar previamente la estructura que se le dará al informe escrito.
Estructurar el informe con las siguientes partes: portada, introducción,
marco teórico, diseño experimental, resultados y organización de los
datos, análisis de los resultados, conclusiones y bibliografía.
Desarrollar las ideas en un 60 % para retomarlas nuevamente.
Presentar claramente las ideas de forma sencilla para que sean
entendidas por cualquier lector.
Realizar un seguimiento del hilo conductor de las ideas escritas para
completar el trabajo escrito en un 100 %.
Adecuar el vocabulario para que sea leído por el lector en tercera persona.
208
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
Lo cítrico y lo amargo
En las disoluciones se establece una competencia de interacciones entre las
moléculas del disolvente y las del soluto, donde las interacciones moleculares
dependen directamente de la estructura de las especies participantes; por lo
tanto, es relevante la naturaleza del soluto respecto a su polaridad y capacidad
de ionización, tal como se estudió en el Tema 1 de esta Unidad.
Recuerda
La atracción ión - dipolo
se presenta entre un ión
y el agua, por ejemplo:
Se ha estudiado que las interacciones entre moléculas apolares son muy
débiles, mientras que entre moléculas polares son más intensas por la
formación de puentes de hidrógeno, a su vez son más fuertes, y las que
ocurren entre moléculas y iones más fuertes aún.
Así, cuando se disuelve un sólido o un líquido las unidades estructurales
(iones o moléculas) se separan unas de otras y el espacio entre ellas pasa a
ser ocupado por las moléculas del disolvente.
Catión – agua
Anión – agua
Algunas sustancias de naturaleza ácida y básica.
En disolución se reconocen dos tipos de solutos: los electrolitos y los no
electrolitos.
Los primeros se disocian en disolución fácilmente; lo segundos no lo hacen.
Las disoluciones electrolíticas contienen solutos iónicos o polares en
disolventes polares, y en algunos casos pueden disociarse completatamente
y en otros, parcialmente, lo que les permite conducir electricidad.
Las disoluciones no electrolíticas presentan compuestos apolares (como
soluto y disolvente), razón por la cual no se produce disociación, sino
dispersión; por lo tanto, no conducen electricidad.
Entre las especies que en disolución presentan el comportamiento
electrolítico se encuentran las sustancias conocidas como ácidos y bases, de
importancia fundamental en la industria química y en nuestro propio
cuerpo. De hecho, la digestión de los alimentos, el proceso de respiración y
la función de la sangre, entre otros, son fenómenos ácido-base.
209
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Teorías ácido - base
Los ácidos y las bases fueron definidos por primera vez por el científico
sueco Svante Arrhenius en 1887 en su teoría “disociación iónica”, en la
que establecía que hay sustancias (electrolitos) que en disolución se
disocian en cationes y aniones. Se entenderá entonces que:
a. El ácido es aquella sustancia que en disolución acuosa libera iones de
hidrógeno (H+) (el que se denomina comúnmente como protón, pues al
perder el único electrón presente en su estructura, sólo queda constituido
por un protón) según la ecuación general:
H+(ac) + A–(ac)
HA(ac)
H+(ac) + Cl–(ac)
Por ejemplo: HCl(ac)
Molecularmente
Ecuación:
H2O
H+ + Cl–
HCI
CI
H
O
En medio acuoso
b. Base es la sustancia que en disolución acuosa se disocia, liberando
aniones de hidroxilo (OH–) según la ecuación general:
B+(ac) + OH–(ac)
BOH(ac)
Na+(ac) + OH–(ac)
Por ejemplo: Na OH(ac)
Molecularmente
Ecuación:
NaOH
Svante A. Arrhenius (1859 - 1927),
científico sueco realizó el grado
académico doctoral en la
Universidad de Uppsala, de donde
se recibió en 1884. Durante sus
estudios investigó las propiedades
conductoras de las disoluciones
electrolíticas, formulando en su
tesis doctoral la “teoría de
disociación electrolítica” por la cual
se le otorgó el Premio Nobel de
Química en 1903.
210
H2O
Na+ + OH–
Na
O
H
Otra de las teorías fundamentales en ácidos y bases es la que plantearon en
1923 los químicos Johannes Brönsted y Thomas Lowry, en forma
independiente, en la cual señalaban:
a. Ácido: es una sustancia que en disolución puede donar protones
(iones H+).
b. Bases: es la sustancia que en disolución capta protones (iones H+).
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
A diferencia de la teoría de Arrhenius, la de Lowry-Brönsted plantea que las
sustancias ácidas y básicas que existen reaccionan, no sólo en medio acuoso,
sino que ambas especies son complementarias entre sí al establecer una
relación de donación (ácido) y aceptación (base) de iones de hidrógeno.
Por lo tanto, los ácidos y bases tienen un comportamiento general que se
explica en el siguiente esquema:
– H+
BASE CONJUGADA (A–)
ÁCIDO (HA)
+ H+
+ H+
ÁC. CONJUGADO (HB+)
BASE (B)
– H+
Por ejemplo:
H2SO4 + H2O
H3O+ + HSO4–
HCO3– + H2O
H2CO3 + OH–
El amoniaco (NH3) es empleado como abono y es producido naturalmente
en el suelo por bacterias, las plantas y animales en descomposición y por
sus desechos.
La fertilidad del suelo aumenta por la acción del agua sobre el amoniaco y
la formación del ion amonio según la reacción:
NH3 + H2O
NH4+ + OH–
En la reacción, el H2O dona H+, formando el OH– (ion hidróxido), protón
que es captado por el NH3 (base), que forma el NH4+. El agua se comporta
como un ácido.
El HCl del estómago en presencia de agua se comporta según la siguiente
ecuación:
H3O+ + Cl–
HCl + H2O
El agua recibe H+ proveniente del HCl, convirtiéndose en H3O+ (ion
hidronio) y el HCl en Cl–. El agua se comporta como una base.
Entre otras cosas, algo que llama la atención es el comportamiento del
agua… ¿es una base o es un ácido? En la reacción del amoniaco (NH3), su
comportamiento es ácido, en cambio en la reacción del HCl es base, es
decir, tiene un comportamiento anfótero. Esto es propio de las sustancias
que pueden actuar como bases y como ácidos.
211
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Ionización del agua
H20 (l)
Base
+
H3O+
Ácido
H20 (l)
Ácido
OH–
Base
+
conjugado
conjugada
H
O:
+
:O
H
H
H
O
+
H
: :
H
:
Las reacciones ácido-base
se encuentran agrupadas
junto a la reacciones redox
como reacciones de
transferencia, pues
dependen de la
transferencia de H+ desde
las especies ácidas a las
básicas. Las reacciones
redox, en tanto,
intercambian electrones
entre los reactantes gracias
a la absorción o liberación
de energía eléctrica.
:
QUE:
:
SABÍAS
El agua pura es un electrolito muy débil, es decir, presenta una
conductividad eléctrica muy baja que se puede medir con aparatos muy
sensibles. El fenómeno anteriormente descrito indica que en el agua deben
existir iones y, por lo tanto, puede ionizarse, aunque sea en pequeña
proporción. En ese contexto, y considerando que el agua es anfótera, se
establece que el agua es capaz de autoionizarse, actuando como ácido y
base, según la reacción:
:O
+
H–
H
Base
Ácido
Ácido
conjugado
Base
conjugada
Lo que es posible representar por ecuación iónica como:
H2O(ac)
SABÍAS
QUE:
Existen diversas sustancia,
que gracias a su cambio de
color en disolución de
ácidos o bases pueden ser
identificadas. La más
común es la fenolftaleína,
que vira de color desde el
incoloro en los ácidos hasta
el fucsia en las bases. Otras
son: el naranja de metilo, el
azul de metileno, el rojo de
metilo, que vira del rojo en
disolución ácida hasta el
amarillo en básica.Y entre
las sustancias naturales
más comunes está el jugo
del repollo morado.
H2O
H+(ac)
+
OH–(ac)
En nuestro organismo, una de cada 10 millones de moléculas de agua están
ionizadas en iones H+ y OH–, los que a su vez ionizan a los minerales
presentes en el agua para formar reacciones químicas activas en ausencia de
las cuales no hay subsistencia orgánica. De allí la importancia de beber agua
y de que ésta se ionice.
La expresión de la constante de ionización quedará expresada como:
[H+] · [OH–]
K=
[H2O]
Sabiendo que la concentración del agua es prácticamente constante, la
expresión anterior será:
K · [H2O] = [ H+] · [OH–]
Si Kw = [H+] · [OH–], entonces
[OH–] = Kw / [H+] y
[H+] = Kw / [OH–].
Las ecuaciones para [H+] y [OH–] se obtienen al despejar Kw.
El valor de la constante del agua (Kw) es 1 · 10–14, de allí que las relaciones
de concentración entre H+ y OH– tengan el límite Kw.
En http://www.aula21.net/Nutriweb/pagmarco.htm podrás encontrar más
información sobre el agua.
212
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
1. Observa y completa en tu libro la siguiente tabla:
Kw
1 · 10
–14
1 · 10–14
1 · 10–14
1 · 10–14
1 · 10–14
1 · 10–14
1 · 10–14
1 · 10–14
1 · 10–14
1 · 10–14
1 · 10–14
1 · 10–14
[H+] < [OH–]
1 · 10–14
[ H+] · [OH–]
1 · 10–1
1 · 10–13
1 · 10–2
1 · 10–12
1 · 10–11
1 · 10–4
1 · 10–5
1 · 10–9
1 · 10–8
1 · 10–7
1 · 10–7
1 · 10–8
1 · 10–5
1 · 10–10
1 · 10–3
1 · 10–12
1 · 10–13
1 · 10–1
[ H+] > [OH–]
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Asociación.
- Interpretación de datos.
2.¿Qué indican los distintos valores de concentración de [H+] y [OH–]?
3. Si aquellas disoluciones que presentan mayores concentraciones de [H+]
que de [OH–] se denominan ácidas, mientras que las que presentan
mayores concentraciones de [OH–] que de [ H+] son básicas y las que
igualan las concentraciones de ambas especies tienen comportamiento
neutro, entonces, identifica las siguientes disoluciones como ácidas,
básicas o neutras:
a. Si el café tiene una concentración de iones [H+] = 1 · 10–5
b. Si un vaso de leche tiene una concentración de [OH–] = 1 · 10–8
c. Si la pasta dental tiene una concentración de iones [H+] = 1 · 10–10
d. Si la leche de magnesia tiene una concentración de [OH–] = 1 · 10–3
4. Ordena las sustancias del punto 3 desde lo más básico hacia lo más ácido.
5. Las propiedades físicas, químicas y biológicas del suelo están
influenciadas por la acidez o basicidad del medio, que a su vez
condicionan el uso agronómico del suelo. Así, la mayoría de las plantas
prefieren rangos de [H+] de 3,1 · 10–6 a 3,1 · 10–8 pero algunas especies
prefieren suelos ácidos o alcalinos. Sin embargo, cada planta necesita un
rango específico de pH, en el que poder expresar mejor su potencialidad
de crecimiento. La acidez o basicidad del suelo influye en los procesos de
humificación, crecimiento vegetal, movimiento y disponibilidad de los
nutrientes o los procesos de intercambio catiónico. Dado estos
antecedentes, ¿Qué puedes deducir de las siguientes preguntas?
a. ¿Cómo influye la acidez o basicidad de los suelos?
b. ¿Qué efectos crees que benefician o perjudican a las plantas si
aumenta o disminuye la concentración de iones [H+]?
213
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Concepto de pH
Como hemos observado, las concentraciones molares de iones hidrógeno y
iones hidroxilo son valores muy pequeños, y con el fin de no trabajar con
números en notación científica, es que se aplica a las concentraciones el
concepto de logaritmo (log). Es una función matemática que elimina la
base de la potencia y permite interpretarla mediante números enteros o
decimales sencillos. Como en este caso los exponentes son negativos, se
aplicará el logaritmo negativo (-log) para obtener números positivos.
Soren Sorensen (1868 - 1939),
químico danés, fue quien en 1909
introdujo el concepto de pH como
el “potencial de hidrógeno”
correspondiente al logaritmo
negativo de la actividad de
iones hidrógeno.
SABÍAS
En consecuencia, se definirá pH como el logaritmo decimal de la
concentración de iones en moles/litros o, en un lenguaje más simple, como
la medida de la concentración de H+ presente en una disolución.
Un medio mecánico de determinar el pH de una sustancia es el peachímetro,
ampliamente empleado en la determinación exacta de pH y su comportamiento.
QUE:
Una potencia está
constituida por una base y
un exponente.
Am donde A= base
m=Exponente
Así, la expresión 2 · 105
significa: multiplicar el 10
por sí mismo 5 veces y el
resultado multiplicarlo
por 2, entonces 2 · 105 es
igual a 200.000.
214
En química, el logaritmo negativo (-log) se simboliza como “p”, de allí nace
la equivalencia:
pH = - log [H+]
+
donde [H ] representa la concentración molar de iones de hidrógeno.
Figura 6. Peachímetro es un instrumento para
medir la acidez o basicidad de una disolución.
Si se aplica el logaritmo negativo (–log) a la concentración del hidrógeno
[H+] se obtendrá:
[H+]
1 · 10–1
1 · 10–2
1 · 10–3
1 · 10–4
1 · 10–5
1 · 10–6
1 · 10–7
1 · 10–8
1 · 10–9
1 · 10–10
1 · 10–11
1 · 10–12
1 · 10–13
1 · 10–14
pH
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
Á
C
I
D
O
NEUTRO
B
A
S
E
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
La escala de pH asigna valores específicos a los ácidos y bases, entendiendo
que finalmente dichos valores hacen referencia a la concentración de ión
hidrógeno. Por ejemplo, al indicar que el jugo de tomate presenta un pH
igual a 4, podríamos decir que:
1. Es una sustancia ácida.
2. Al ser el pH igual a 4, podemos observar que la concentración de
H+ es 1 · 10–4
3. Como la Kw del agua es 1 · 10–14 y la de H+ es 1 · 10–4, la concentración de
OH– es 1 · 10–10, es decir, el pOH es 10.
Neutro
Un gran número de las sustancias que empleamos comúnmente, así como
los fluidos corporales más importantes, tienen un pH específico en directa
relación con su función o efecto sobre otras sustancias.
aumento de la acidez
0
1
2
3
4
5
6
7
aumento de la alcalinidad
8
9
10
11
12
13
14
detergentes amoniaco hidróxido
sódico
bicarbonato
cerveza
leche
HCI jugos
pan
gástricos
limón
orina
sódico
plasma sanguíneo,
sudor, lágrimas
Figura 7. Representación del pH de algunas sustancias comunes.
Como podrás darte cuenta, existe una relación entre [H+] y [OH–] que
depende de la constante del agua (Kw). Esta misma relación se puede
establecer en función del pH. Aplicaremos el logaritmo negativo a Kw, luego:
Así;
– log Kw = – log 1 · 10–14
Donde – log es “p”, por lo tanto
– log Kw = pKw = 14.
= pH + pOH
pKw
Ejemplo: Si el pH de una disolución es 8, el valor de pOH es 6, pues:
pKw
14
14
=
=
–
6
pH
8
8
+
+
=
=
pOH
x
x
x
En síntesis, existen tres tipos de sustancias según la concentración de [H+]
y, por ende, del valor del pH; éstas son:
Ácidas [H+] > 10–7 M
Básicas [H+] < 10–7 M
Neutras[H+] = 10–7 M
pH < 7
pH > 7
pH = 7
MÁS QUE QUÍMICA
La saliva, de pH normal
7,1 aproximadamente, y
que presenta una alta
concentración de
carbonatos y fosfatos,
además de intervenir en
la masticación y
recubrimiento de los
alimentos de enzimas que
facilitan la transformación
del almidón contenido en
ellos, impide la
proliferación de bacterias,
jugando un papel
importantísimo en la
higiene bucal, pues actúa
estabilizando el pH de la
boca, haciéndolo
descender a rangos ácidos
que dañan el esmalte
dental, acción favorecida
por el consumo de
azúcares refinadas
concentradas.
SABÍAS
QUE:
El pH es tan importante
para los seres humanos
como para otros seres
vivos. Por ejemplo, la
hydrangea macrophylla es
una planta que
dependiendo del pH del
suelo florece de color azul
si el suelo tiene pH
menores a 7 o roja si tiene
pH mayores a 7.
En http://www.chembuddy.com/?left=pH-calculation&right=toc podrás
desarrollar cálculos de pH para diferentes disoluciones.
215
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Interpretación de datos.
- Clasificación.
- Aplicación de conceptos.
- Resolución de problemas.
1. Define los siguientes conceptos:
a. Ácido de Arrhenius.
b. Ácido de Lowry - Brönsted.
c. Base de Arrhenius.
d. Base de Lowry- Brönsted.
e. Sustancia neutra.
2. Explica brevemente.
a. ¿Por qué se indica que el agua es una especie anfótera?
b. ¿Qué es la ionización y qué el producto iónico del agua?
c. ¿Cómo se establece la escala de pH?
d. ¿Por qué una sustancia de pH 3 se clasifica como ácida y no como básica?
3. En tu cuaderno escribe las siguientes ecuaciones e identifica en ellas las
sustancias ácidas, básicas y las especies neutras si corresponde.
a. HNO3(ac) + H2O(l)
H3O+(ac) + NO–3(ac)
b. KOH(ac)
K+(ac) + OH–(ac)
H3O+(ac) + ClO–4(ac)
c. HClO4(ac) + H2O(l)
Recuerda
[H+]
pH = – log
Kw = [H+]·[OH–]
pOH = – log [OH–]
14 = pH + pOH
d. HF(ac)
e. LiOH(ac)
H+(ac) + F–(ac)
Li+(ac) + OH–(ac)
CH3COO–(ac) + NH+4(ac)
f. CH3COOH(ac) + NH3(ac)
g. H2SO4(ac) + H2O(l)
HSO–4(ac) + H3O+(ac)
4. Si el pH de una disolución es 9, ¿cuál es la concentración de iones
hidrógeno y de hidroxilo?
5. Si otra disolución tiene pH 5, ¿cuál es la concentración de iones
hidrógeno y de hidroxilos presentes en ella?
6. ¿Cuál es el pOH de una disolución de pH igual a 4,5?
7. Si el pH de una disolución es 8, determina el valor del pOH y del [H+] y [OH–].
8. Clasifica las siguientes sustancias como ácidas, neutras o básicas.
a. Colonia
c. Leche
e. Agua destilada
b. Jugo de limón
d. Jugo de naranja
9. Completa en tu libro la siguiente tabla.
Tipo de especie
Base
pH
11
10
pOH
3
[H+]
[OH –]
1 · 10–4
1 · 10–4
7
1 · 10–9
Ácido
2
10. Estima el comportamiento y concentración de los siguientes fluidos
humanos, según los datos entregados en la página anterior.
a. Orina
c. Saliva
e. Jugo gástrico
b. Sangre
d. Lágrimas
216
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
Fuerza relativa de ácidos y bases
Como hemos visto, los ácidos y las bases se disocian en disolución, pero ¿se
disociarán con la misma intensidad todas las especies? Es precisamente en
este punto en el que podemos distinguir los electrolitos fuertes de los
débiles, es decir, aquellos que se disocian completa o totalmente, de
aquellos que sólo lo hacen en forma parcial.
Los electrolitos fuertes son los ácidos y bases fuertes y los electrolitos
débiles, los ácidos y bases débiles.
La siguiente imagen representa la diferencia entre ambos conceptos.
a. Ácido fuerte
[HA]
[A-]
[H+]
[A-]
[HA]
[H+]
Final
Inicial
b. Ácido débil
[HA]
[A-]
Inicial
[H+]
[HA]
[A-]
[H+]
Final
Figura 8. Representación del comportamiento de un ácido fuerte y un ácido débil.
Como puedes apreciar en la figura, el ácido o la base fuerte se convierte en
iones en su totalidad, no así las especies débiles, en las cuales una pequeña
porción da origen a los productos.
Un criterio teórico para distinguir la fuerza de un ácido es su constante de
acidez (Ka), expresión que relaciona la concentración de los reactantes y de
los productos. Si ésta (Ka) es mayor a 1 (Ka > 1) se indica que el ácido es
fuerte y estará disociado casi en su totalidad (100%); por el contrario, si
Ka < 1, el ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado (no el 100%).
217
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
En las bases, la constante que relaciona las concentraciones de sus
productos y reactantes en reacción se denomina de “basicidad”(Kb ).
Ambas constantes (Ka y Kb ) se relacionan en la expresión de la constante
del agua (Kw ) de la forma:
Kw = Ka · Kb
MÁS QUE QUÍMICA
A lo largo de la mucosa
del estómago se
encuentran diseminadas
unas glándulas que
segregan el jugo gástrico
formado por la enzima
pepsina y el ácido
clorhídrico (HCl). Las
células que yacen en las
paredes del estómago
producen la mucina, que
cumple una acción
lubricante y protectora,
pues la presencia del HCl
en el jugo gástrico hace
que éste alcance pH de
1,5, haciendo de este
líquido uno de los más
ácidos del planeta.
Esta relación es utilizada para determinar el valor de Kb , pues Kw es un valor
conocido y el de Ka se encuentra tabulado para cada ácido conocido. La
siguiente tabla muestra el Ka de algunos ácidos débiles.
Fórmula
Ka
pKa
H3PO4
7.5 · 10–3
2.12
HF
3.5 · 10–5
4.46
NH4+
5.7 · 10–10
9.24
Como ya hemos visto, los ácidos al disociarse (separarse en sus
componentes, formando un anión y un catión) forman una base y las bases
un ácido, por ejemplo:
HCl(ac)
+
NH3(ac)
Cl–(ac)
Base
Base
conjugada
Ácido
+
NH+4(ac)
Ácido
conjugado
Allí se puede observar que el HCl (ácido fuerte) tiene la base conjugada Cl–,
y la base NH3 (base fuerte) el ácido conjugado NH4+.
La fuerza relativa de las especies en los productos es el opuesto a las
especies presentes en los reactantes, es decir, los ácidos o bases fuertes
producen ácidos o bases débiles.
Ácido fuerte
Produce
Base débil
Base fuerte
Produce
Ácido débil
Ácido débil
Produce
Base fuerte
Base débil
Produce
Ácido fuerte
En http://www.fisicanet.com.ar encontrarás ejercicios de disoluciones y
ácido-base para resolver.
218
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
Cálculo de pH en ácidos y
bases fuertes y débiles
En las especies fuertes, el cálculo de pH o de pOH depende directamente de
la concentración inicial de las especies y su comportamiento, pues la
concentración de [H+] y de [OH–] en disociación será igual a la concentración
inicial de la especie. Observa con atención el siguiente ejemplo:
Se determina a continuación el pH de una disolución 0,1 M de HCl.
Reacción química
HCl(ac)
H+(ac)
Estado inicial
0,1 M
------
------
Estado final
-----
0,1M
0,1 M
+
Cl–(ac)
La concentración de [H+] disociado es igual a la concentración inicial de la
especie fuerte; por lo tanto:
pH = –log [H+]
donde [H+] es la concentración inicial de HCl y, por lo tanto,
pH = –log 0,1
pH = 1
Este efecto se produce en todas las especies fuertes, independiente de su
clasificación como ácidos o bases.
Por ejemplo: se determina a continuación el pH de una disolución 0,02 M
de NaOH.
NaOH(ac)
Na+(ac)
Estado inicial
0,02 M
------
------
Estado final
-----
0,02M
0,02 M
Reacción química
+
OH–(ac)
pOH = –log [OH–]
pOH = –log 0,02
pOH = 1,69
Aplicando:
pH + pOH= 14
Se puede establecer el valor del pH como:
pH = 14 - pOH
pH = 14 - 1,69
pH = 12,31
1. Determina el pH para las siguientes especies:
a. HF 0,03 M
b. LiOH 0,5 M
c. HNO3 0,067 M
2. ¿Cuál de las sustancias anteriores es más ácida?
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Interpretación de datos.
- Resolución de problemas.
En http://www.educared.net puedes resolver ejercicios relacionados con el
cálculo de pH.
219
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Ácidos y bases débiles
En estas especies la disociación no es completa, razón por la cual la
concentración de [H+] y de [OH–] no será igual a la concentración inicial
de la especie.
Revisa con atención el siguiente ejemplo:
Se determina a continuación el pH de una disolución 1,5 M de CH3COOH
que tiene una constante de disociación de 1,8 · 10–5.
MÁS QUE QUÍMICA
El vinagre presenta una
alta concentración de ácido
acético (3 a 5%), lo que le
otorga un sabor cítrico.
Reacción química
CH3COOH(ac)
H+(ac)
Estado inicial
0,015 M
------
------
Estado final
0,015 – x
x
x
+
CH3COO–(ac)
Se observa que [H+] = x
Ácidos débiles como el
cítrico, pirúvico, oxálico,
acético y tartárico
cumplen importantes
funciones en el
metabolismo del cuerpo
y se encuentran en frutas
y verduras.
El piruvato, por ejemplo,
es un subproducto del
metabolismo de la
glucosa, utilizado para
proveer energía gracias al
ciclo de Kreb; el oxálico
está presente en las
espinacas y el zumo de la
uva, y el ácido cítrico, uno
de los mejores
antioxidantes, se
encuentra en naranjas
y limones.
La expresión para Ka =
[H+] [CH3COO–]
[CH3COOH]
Al reemplazar los valores:
Ka =
x·x
0,015 · x
0
Como x es despreciable por ser una cantidad mínima, así:
x2
Ka =
0,015
Al despejar x se obtiene
x = d Ka · 0,015 , que se puede plantear en términos generales como:
pH = – logdKa · Co
x = d 1,8 · 10–5 · 1,5 · 10–2
x = [H+] = 5,2 · 10–4
Entonces el pH será:
pH = - log 5,2 · 10–4
pH = 3,28
Asimismo, las bases presentan igual comportamiento, razón por la cual el
pOH será:
pOH = – logdKb · Co
donde Co corresponde a la concentración inicial.
En síntesis, para calcular el pH y pOH de una especie se debe considerar la
fuerza relativa de las especies de acuerdo con el siguiente cuadro resumen.
220
Especie
Ka
Disociación
[H+]
[OH–]
Fórmula
Ácido fuerte
Ka>1
100 %
= Co
[H+]>[OH–]
pH = –log [H+]
Base fuerte
Kb>1
100 %
[H+]<[OH–]
= Co
pOH = –log [OH–]
Ácido débil
Ka<1 menor al 100 %
x
[H+]>[OH–]
pH = –log Ka · Co
Base débil
Kb<1 menor al 100 % [H+]<[OH–]
x
pOH = –log Kb · Co
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
1. Determina el pH de las siguientes disoluciones:
a. Una disolución de ácido clorhídrico (HCl) 0,051 M.
b. Del ácido fluorhídrico (HF) 0,057 M de Ka 3,5 · 10– 5.
c. De una disolución de ácido nítrico (HNO3) 0,01 M.
d. El amoníaco (NH3) 0,067 M en agua forma el ión amonio (NH4+) y
ión hidronio.
e. Del KOH 0,35 M.
2. Para obtener la concentración a partir del pH o el pOH debes aplicar la
siguiente expresión, respectivamente:
[H+] = 10–pH y [OH–] = 10–pOH
Obtén la concentración de las siguientes disoluciones:
a. Una taza de café que tiene un pH 5.
b. Una limonada de pH 4,2.
c. Un vaso de leche de pH 6,5.
d. Una taza de té de pH 5,5.
DESAFÍO
CIENTÍFICO
Habilidades a desarrollar:
- Interpretación de datos.
- Resolución de ejercicios
y problemas.
- Aplicación de conceptos.
- Predicción.
e. Un vaso de sal de fruta antiácido de pH 9.
3. Establece la ecuación química de las reacciones entre:
b. HNO3 y LiOH
c. HCl y Ca(OH)2
a. H2SO4 y KOH
4. Predice el comportamiento de cada una de las sustancias del punto 3.
5. Los ácidos y bases tienen importantes usos en la agricultura. Los ácidos
sulfúrico, nítrico y fosfórico se usan en la fabricación de fertilizantes. Lo
mismo el amoníaco, que es materia prima para la producción de abonos
como los nitratos. Otro importante factor para mejorar los cultivos es,
también, regular el pH de los suelos. Cuando el pH de la tierra es ácido, los
agricultores neutralizan los suelos, poniéndoles carbonato de calcio CaCO3.
El ión carbonato CO3–2 actúa como base neutralizando el medio ácido. De
acuerdo con esta información, intenta presentar las ecuaciones químicas
del proceso.
6. Si usamos agua dura para cocinar, las sales de calcio y magnesio no son
arrastradas por el vapor de agua que se desprende, sino que se acumulan al
fondo de las ollas, formando el conocido sarro. Esto dificulta la transmisión
del calor del metal al agua, por lo cual se necesita gastar más energía para
la cocción de los alimentos. Cuando se utiliza agua dura para lavar,
observamos que el jabón no se junta con el agua, decimos que el jabón se
corta y necesitamos disolver una gran cantidad de jabón en el agua hasta
conseguir la disolución jabonosa necesaria para el lavado. La dureza
temporal del agua se puede controlar, en gran escala, añadiendo hidróxido
de calcio. Representa este proceso a través de ecuaciones químicas.
7. El funcionamiento de las industrias, los vehículos motorizados y nuestros
propios hogares, liberan al aire una mezcla de gases nocivos que provocan
el problema ambiental conocido como lluvia ácida. Debido a que el agua
de lluvia disuelve el CO2, SO3 y los de nitrógeno atmosférico que producen
ácido carbónico, ácido sulfúrico y ácido nítrico respectivamente.
Representa mediante ecuaciones químicas.
221
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
MÁS QUE QUÍMICA
La disolución de
hidróxido de aluminio
(Al(OH)3) e hidróxido de
magnesio (Mg(OH)2) es
la más utilizada para
aliviar la pirosis, más
conocida como acidez
estomacal, pues al
combinarse con el ácido
del jugo gástrico
reacciona formando
porciones de sal y agua
que aumentan el pH.
Neutralización
Al reaccionar un ácido y una base se produce una neutralización, en la cual es
posible constatar la formación de una sal y de agua, según el mecanismo general:
ÁCIDO + BASE
SAL + AGUA
Al obtenerse una sal neutra, el pH de los productos es cercano a 7,0, lo que
ciertamente depende de la fuerza de las especies que reaccionan.
Lo anterior se explica al recordar que los ácidos liberan iones hidrógeno y las
bases iones hidroxilos, los que al combinarse dan origen al agua. Por ejemplo:
HCl + NaOH
NaCl + H2O
En la práctica, la obtención del punto de neutralización de una sustancia
tiene diversas aplicaciones, siendo la más básica y primordial la de
establecer mecanismos que permitan “restringir”la acción de una base o un
ácido; por ejemplo, en quemaduras o cuando nos “arde el estómago”o en la
picadura de un insecto o al neutralizar el olor.
En la práctica experimental, la volumétrica de neutralización permite
observar el comportamiento del pH de sustancias ácidas o básicas por
adición de otra especie.
Dicha medición se puede realizar empleando un mecanismo instrumental
básico, como el que muestra la figura 9, en el cual se deposita la sustancia
por neutralizar en el matraz de erlenmeyer y la especie que neutralizará
en la bureta.
Figura 9. Montaje para una
valoración ácido-base.
pH
12
10
8
6
4
2
0
pH
En el gráfico se observa que el pH disminuye en la medida que el volumen
de ácido agregado aumenta, pasando por el punto de neutralización
(pH=7), para alcanzar un pH ácido. En la valoración se produce la existencia
de tres momentos de concentración:
20 40 60 80 100 120
V (mL)
12
10
8
6
4
2
0
20 40 60 80 100 120
V (mL)
Figura 10. Representación gráfica
de una curva de valoración de una
base (A) y de un ácido (B).
222
Si se neutraliza una base, se ubica en el matraz de erlenmeyer y el pH
experimenta el comportamiento descrito en el gráfico (A).
[OH–] > [H+]
[OH–] = [H+]
[OH–] < [H+]
Por el contrario, si la especie titulada es el ácido, la curva de titulación será
la presentada en el gráfico B de la figura 10. En ella se observa el cambio de
un pH ácido hasta un pH básico, produciéndose una varación de
concentración que puede resumirse como:
[OH–] < [H+]
[OH–] = [H+]
[OH–] > [H+].
En http://perso.wanadoo.es/cpalacio/acidobase2.htm encontrarás titulaciones
ácido-base a microescala.
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
Amortiguadores o disoluciones buffer
CIENCIA EN ACCIÓN
Estudiaremos:
- Disoluciones amortiguadoras.
Introducción
Las disoluciones buffer mantienen el pH original aun cuando se adicionen
cantidades importantes de ácidos o bases. Esto químicamente es importante,
pero resulta extraordinario cuando se observa en sistemas orgánicos como
nuestro propio cuerpo.
En la siguiente experiencia manipularás una disolución neutra común y una
disolución buffer. Ambas serán sometidas a la adición de sustancias ácidas y
básicas para observar el comportamiento del pH.
Paso 1: La observación
Observa las sustancias con las que trabajarás y clasifica como ácidas o básicas
según corresponda.
Paso 2: Preguntas de investigación
Lee atentamente el diseño experimental y formula preguntas de investigación
pertinentes.
Paso 3: Formulación de hipótesis
Establece las hipótesis de investigación relativas al comportamiento que
experimenta el buffer o amortiguador con las sustancias: café, bebida,
ácido clorhídrico.
Paso 4: Diseño experimental
1. En un vaso pp dispón a 20 mL de disolución amortiguadora y registra el pH
de la disolución.
2. Enumera cuatro tubos de ensayo. A cada uno de ellos agrega 5 mL de
disolución amortiguadora.
3. A cada tubo agrega, respectivamente: 1 mL de café, 1 mL de bebida, 1 mL
de ácido clorhídrico y 1 mL de hidróxido de sodio.
4. Registra el pH de cada una de las mezclas.
5. Enumera otros cuatro tubos de ensayo. Repite los procedimientos 2, 3 y 4,
reemplazando la disolución amortiguadora por agua destilada.
Paso 5: Registro de observaciones
Registra las observaciones, especialmente las variaciones de pH observadas.
Habilidades a desarrollar:
- Resolución de problemas.
- Predicción.
- Preparación de
disoluciones.
Materiales
• Dos pipetas de 5 mL.
• Dos varillas de vidrio.
• Ocho tubos de ensayos.
• Una gradilla.
• Un peachímetro o
papel pH universal en
su ausencia.
• Dos vasos pp de 250 mL.
Reactivos
• 20 mL de disolución
de café.
• 20 mL de bebida de
fantasía.
• 10 mL de disolución
amortiguadora de ácido
acético (0,5 M) y acetato
de sodio (0,5 M).
• 10 mL de agua destilada.
• 5 mL de ácido
clorhídrico concentrado.
• 5 mL de hidróxido de
sodio concentrado.
Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos
Recopila y ordena tus observaciones en la siguiente tabla.
223
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Indicadores
pH original
pH con café
pH con bebida
pH con ácido clorhídrico
pH con hidróxido de sodio
Disolución amortiguadora
Agua destilada
Paso 7: Análisis de datos
1. ¿Qué puedes observar comparativamente respecto al pH de la disolución
amortiguadora y del agua destilada?
2. Escribe las ecuaciones químicas que explican el comportamiento de la
disolución amortiguadora con el ácido y con la base.
3. De acuerdo con la variación de pH de la disolución amortiguadora con café
y con bebida, ¿estas especies reaccionaron con la sal o con el ácido como
amortiguador? Justifica tu respuesta.
4. Investiga cómo funciona el buffer de la sangre y cuál es su importancia. Al
respecto, concluye qué sucedería si ese buffer fuera reemplazado por
agua destilada.
Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados
Para concluir el trabajo comparte con tu grupo la siguiente pregunta:
¿qué puedes decir respecto de la importancia de los amortiguadores?
Posteriormente elabora un escrito que resuma coherentemente las
ideas planteadas.
Una vez terminada la conclusión, escoge un medio para comunicar los
resultados.
Paso 9: Evaluación del trabajo realizado
Completa la siguiente tabla marcando con un X la opción que mejor te
represente para evaluar el trabajo realizado:
Aspectos por evaluar
Me preocupé de leer las habilidades que voy a desarrollar y el
procedimiento de trabajo.
Nos preocupamos de practicar las habilidades propuestas en
esta actividad.
Cada uno de los integrantes del equipo participó activamente.
Fui responsable en las labores que me fueron confiadas.
Me preocupé de conocer las acciones de cada uno de los
integrantes del equipo.
Fui respetuoso del trabajo realizado por los otros integrantes
del equipo.
Pude comprobar el comportamiento buffer o amortiguador del par
ácido acético - acetato de sodio
Cooperé activamente para que el trabajo desarrollado fuera efectivo.
224
NL
PL
L
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
Amortiguadores
Recuerda
Las disoluciones amortiguadoras o buffer ofrecen una gran resistencia a
modificar el pH, a pesar de agregar cantidades de ácido o de base. Se
obtienen por mezcla de un ácido débil y su sal (HAc / MAc) o por una base
débil y su sal (MOH / MNM).
En una disolución ácida, básica o neutra, se observa que al agregar una base
o ácido, respectivamente, el pH sufre un violento cambio, provocando el
desequilibrio del sistema químico. Así, si se tiene una solución neutra en la
cual las concentraciones de OH– y H+ son idénticas, al agregar un ácido o
una base el pH cambiará, tal como muestran las siguientes figuras:
Ejemplos comunes de
amortiguadores son los
siguientes pares:
Ácido acético
(CH3COOH) / acetato de
sodio (CH3COONa).
Amoniaco (NH3) / cloruro
de amonio (NH4Cl).
Ácido carbónico (H2CO3) /
bicarbonato (CO32–).
MÁS QUE QUÍMICA
pH=1
pH=1
pH=7
OH
H+
pH=7
pH=1
OH–
H+
pH=7
H+
OH–
pH=14
pH=14
pH=14
Disolución neutra
Disolución neutra a la
que se adicionó una
disolución ácida
Disolución neutra a la
que se adicionó una
disolución básica
Figura 11. Representación de la adición de un ácido y una base en una disolución.
El pH de una disolución amortiguadora se calcula aplicando la siguiente
fórmula, conocida como “ecuación de Henderson-Hasselbach”:
pH = pKa + log
[SAL]
[ÁCIDO]
Donde:
pKa, corresponde al logaritmo negativo de la constante de acidez de ácido
que forma el buffer.
[SAL], representa la concentración molar de la sal.
[ÁCIDO], corresponde a la concentración molar del ácido.
Las disoluciones amortiguadoras forman un ácido o una base débil y agua
al reaccionar con el ácido o la base de acuerdo con el siguiente proceso:
1. El ácido (HA) en agua se disocia, formando un anión (A–) y liberando
iones hidrógeno, por ejemplo:
CH3COOH + H2O
CH3COO– + H3O+
2. En disolución, la sal del ácido (MA) se disociaría, liberando el anión del
ácido (A–) y el metal como catión (M+), por ejemplo:
CH3COONa
Los organismos vivos no
soportan variaciones del
pH mayores que unas
décimas de unidad y por
eso han desarrollado a lo
largo de la evolución
sistemas de tampón o
buffer, que mantienen el
pH constante. El tampón
bicarbonato es común en
los líquidos intercelulares,
mantiene el pH en
valores próximos a 7,4,
gracias al equilibrio entre
el ion bicarbonato y el
ácido carbónico, que a su
vez se disocia en dióxido
de carbono y agua:
HCO3– + H+
H2CO3
CO2 + H2O
Si aumenta la
concentración de H+ en el
medio por cualquier
proceso químico, el
equilibrio se desplaza a la
derecha y se elimina al
exterior el exceso de CO2
producido. Si, por el
contrario, disminuye la
concentración de H+ del
medio, el equilibrio se
desplaza a la izquierda,
para lo cual se toma CO2
del medio exterior por
acción de los alvéolos.
CH3COO– + Na+
225
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
3. Si se adiciona un ácido fuerte al amortiguador, la sal del ácido (MA)
reacciona con el ácido (HX), dando origen a un ácido débil (HA) y a una
sal (MX), por ejemplo:
CH3COONa + HCl
CH3COOH + NaCl
4. Al adicionar una base fuerte (MOH) reacciona con el ácido (HA) para
formar una sal (MA) y agua (H2O), por ejemplo:
MÁS QUE QUÍMICA
La sangre, de pH
aproximado 7,8, presenta
un buffer de ácido
carbónico que le permite
mantener el equilibrio de
pH a pesar de las
sustancias que le
obligamos a transportar
por nuestro organismo
cuando bebemos líquidos
y nos alimentamos. Dicho
buffer es fundamental
para la vida. De hecho, su
descompensación por la
acción de sustancias
ácidas, denominada
“acidosis”, o por
sustancias básicas,
llamada “alcalosis”,
pueden provocar la
muerte. Uno de estos
estados puede ser
provocado por el
consumo excesivo de
alcohol, generando un
desequilibrio
(intoxicación) que la
sangre no es capaz de
regular, afectando a todo
el organismo y
provocando una falla
sistémica general.
CH3COOH + KOH
CH3COOK + H2O
permitiendo que el pH se conserve en un rango similar al original de la
disolución amortiguadora. Esto significa que el buffer cambia de pH, pero lo
hace levemente. El cambio de pH experimentado por una disolución
amortiguadora se calcula aplicando la ecuación de Henderson - Hasselbach,
considerando la suma o resta de la concentración agregada según
corresponda.
Por ejemplo:
Un litro de disolución contiene ácido acético (CH3COOH) 0,5 M y acetato
de sodio (CH3COONa) 0,5 M y el Ka del ácido es 1,8 · 10–5. ¿Cuál será su
pH luego de agregar ácido clorhídrico (HCl) 0,1 M?
1. Determinaremos el pH de la disolución amortiguadora formada por el
ácido acético y el acetato de sodio. Aplicando la fórmula se obtiene:
pH = - log Ka + log [sal] / [ácido]
pH = - log 1,8 · 10–5 + log [0,5] / [0,5]
pH = 4,75.
2. Calculemos el pH del buffer al agregar HCl 0,1 M.
a. El ácido fuerte adicionado reaccionará con la sal del ácido, dando
origen a un ácido débil y a una sal, tal como se muestra en la reacción
química siguiente del comportamiento buffer.
CH3COONa + HCl
CH3COOH + NaCl
b. Lo anterior indica que la concentración de ácido en el buffer se ve
aumentada y la de la sal disminuida, es decir, la concentración del HCl
se “suma”a la del ácido del buffer, produciendo una “resta”a la de la
sal por reacción, luego:
CH3COONa + HCl
0,5 – 0,1
CH3COOH + NaCl
0,5 + 0,1
c. El cálculo para el nuevo pH del buffer es:
pH = - log 1,8 · 10–5 + log (0,5 + 0,1 ) / ( 0,5 – 0,1 )
pH = 4,58.
Finalmente, es posible apreciar que el pH del buffer ha variado de 4,75 a
4,58 por la adición de un ácido fuerte de pH = 1.
226
Revista Científica
Sistemas amortiguadores de importancia vital
El equilibrio ácido-base requiere la integración
de tres sistemas orgánicos: el hígado, los
pulmones y el riñón. En resumen, el hígado
metaboliza las proteínas, produciendo iones
hidrógeno (H+); el pulmón elimina el dióxido
de carbono (CO2), y el riñón genera nuevo
bicarbonato (HCO3–).
El medio interno va a mantener un pH dentro
de unos límites fisiológicos de 7,35 y 7,45. Sin
embargo, en el organismo existe una
producción continua de ácidos llamados fijos
(H+) y volátiles (CO2).
Ambos (ácidos fijos y volátiles) son eliminados
del organismo, siendo la expulsión de los
“ácidos fijos” procesos más lentos. Sin
embargo, el organismo dispone de medios que
actúan coordinadamente para defenderse de
forma rápida de la acidez. La primera línea de
defensa está constituida por los buffers
(gracias a su capacidad de captar o liberar
protones de forma inmediata), la segunda se
basa en la regulación respiratoria y la tercera
línea, en la regulación renal.
En condiciones normales, la concentración
de hidrógeno del líquido extracelular es
baja, oscilando entre valores que equivalen a
un rango de pH entre 6,80 y 7,80, valor que
al variar produce severos trastornos en
procesos vitales.
El principal producto ácido del metabolismo
celular proviene de la hidratación del dióxido
de carbono (CO2), que en presencia de la
anhidrasa carbónica produce ácido carbónico
según la reacción:
CO2 + H2O
H2CO3
El amortiguador “carbónico/bicarbonato” es el
tampón más importante en la homeostasis del
pH porque está presente en todos los medios,
tanto intracelulares como extracelulares,
siendo la concentración del bicarbonato mayor
en el segundo.
La concentración de ambas especies es
regulable: el CO2 a nivel pulmonar y el
bicarbonato a nivel renal. La suma de las
concentraciones del ácido y de la base no es
constante, lo que aumenta la capacidad
amortiguadora.
CO2 + H2O
H2CO3
H+ + HCO3–
Por ende, cualquier cambio de pH se traducirá
en una alteración de la relación de
concentración: [HCO3–] / [H2CO3].
Al ser esta relación ([HCO3–] / [H2CO3]) mayor
que 20, el sistema orgánico sufre una
“alcalosis”, y un valor menor que 20 producirá
una “acidosis”.
La respiración regula la concentración de ácido
del organismo, manteniendo la presión parcial
de CO2 en la sangre arterial. Por su parte, la
concentración de ácido carbónico es
proporcional a la presión del CO2.
El riñón es el principal órgano implicado en la
regulación del equilibrio ácido-base por dos
motivos: es la principal vía de eliminación de la
carga ácida y de los metabolitos ácidos
patológicos y es el responsable de mantener la
concentración plasmática de bicarbonato,
gracias a su capacidad para reabsorber y
generar bicarbonato de modo variable en
función del pH de las células tubulares renales.
En situación de acidosis, se producirá un
aumento de la excreción de ácidos y se
reabsorberá más bicarbonato; por el contrario,
en alcalosis, se retendrá más ácido y se
eliminará más bicarbonato, haciendo oscilar el
pH urinario entre los valores 4,5 y 8,2.
Cuando existe un exceso de iones bicarbonato
respecto de iones H+ en la orina (alcalosis
metabólica), el bicarbonato no se reabsorbe y
se excreta en la orina. En la acidosis, por el
contrario, existe un exceso de iones H+ con
respecto a iones bicarbonato, lo que hace que la
reabsorción de bicarbonato sea completa.
La acidosis metabólica puede ser causada por:
insuficiencia renal, acidosis láctica, provocada
a su vez por mala nutrición, consumo de
alcohol etílico, leucemia, SIDA, diabetes, ayuno
prolongado, uso de drogas, entre otros;
además de pérdidas gastrointestinales de
bicarbonato (diarreas, fístulas pancreáticas
biliares, e intestinales).
La alcalosis metabólica, por su parte, puede ser
provocada por vómitos y aspiración gástrica,
entre otros.
Para la reflexión
Habilidades a desarrollar:
- Aplicación.
- Investigación.
Como puedes observar, los amortiguadores
son un constituyente químico de nuestro
organismo de importancia vital. Al
respecto señala:
1. ¿Cuáles son los buffer a los que el texto
hace referencia?
2. ¿Qué son los ácidos fijos y los ácidos
volátiles?
3. ¿Por qué es importante la relación de
concentración [HCO3–] / [H2CO3].
4. ¿Cuál es la diferencia entre alcalosis y
acidosis metabólica y respiratoria?
5. Investiga cómo se tratan la alcalosis y la
acidosis metabólica y respiratoria.
6. Averigua cómo se relaciona el consumo
de alcohol con la aparición de alcalosis
y acidosis.
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Revisemos lo aprendido: Tema 2
En forma individual, desarrolla las siguientes
actividades en tu cuaderno. Recuerda consultar tus
dudas con tu profesor o profesora y una vez
terminada la actividad compara tus resultados con
los de tus compañeros y compañeras.
I. Ítem de asociación: Relaciona los conceptos
numerados con sus respectivas definiciones
dispuestas en desorden identificadas por letras.
1. Ácido según Arrhenius.
2. Disolución amortiguadora.
3. Base según Arrhenius.
4. Disoluciones electrolíticas.
5. Base de Brönsted.
6. Disociación.
7. Disoluciones no electrolíticas.
8. Ácido de Brönsted.
a. Proceso mediante el cual los compuestos se
separan en sus componentes, generalmente
por acción del agua.
b. Sustancia que en disolución captura iones
de hidrógeno.
c. Sustancia formada por un ácido o una base y
su sal, que experimenta pequeños cambios de
pH por adición de sustancias ácidas o básicas.
d. Sustancia que en disolución acuosa libera
iones de hidrógeno.
e. Disoluciones que presentan compuestos
apolares, dispersión y no conducen electricidad.
f. Sustancia que en disolución acuosa se disocia,
liberando iones hidróxilos.
g. Sustancia que en disolución puede donar
iones de hidrógeno.
h. Disoluciones que contienen componentes
polares o iónicos que son capaces de
disociarse parcial o totalmente, conduciendo
electricidad.
II. Ítem de respuesta breve: Responde a las
siguientes preguntas.
1. ¿Cuál es la importancia de los antiácidos?
2. El jabón es una sustancia básica. ¿Por qué
retira la suciedad de nuestro cuerpo?
228
III. Ítem de completación: anota en los espacios
que corresponda según lo pedido.
1. Representa mediante ecuaciones.
a. ácido + agua
________ + ________
b. base + agua
________ + _________
c. ácido conjugado + agua
base + _____
d. base conjugada + protones
ácido + __
2. Completa las siguientes ecuaciones químicas
y reconoce ácidos, bases y especies
conjugadas según corresponda.
a. HNO3 + ________
_______ + H3O+
b. _______
Li+ + OH–
c. _______ + KOH
KF + H2O
d. HCl + NaHCO3
NaCl + _______
e. NH3 + _____
_____ + NH4+
3. Disocia las siguientes especies en agua.
a. NaNO3
_______ + ________
b. Ca(OH)2
_______ + ________
c. NH4+
_______ + ________
d. H2SO4
_______ + ________
e. KOH
_______ + ________
f. H2S
_______ + ________
g. HClO4
_______ + ________
IV. Ítem de ejercicios: Desarrolla de forma
completa dada uno.
1. Representa e interpreta a través de un gráfico
de solubilidad el comportamiento de dos
sustancias según los valores de la tabla.
Temperatura
(ºC)
20
30
40
50
Solubilidad, g/100 mL
Sustancia A Sustancia B
15
10
17
20
19
35
20
40
2. ¿Cuál es el pH de un buffer preparado con un ácido
(HA) de concentración 0,46 M de Ka = 1,5 · 10–6 y su
sal (MA) de concentración 0,87 M?
a. ¿Cuál será el pH del buffer al agregar un
ácido de concentración 0,15 M?
b. ¿Qué pH presentará al adicionar una base
fuerte de pH 12?
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
3. Ordena ascendentemente las siguientes
especies según su fuerza relativa, teniendo
presente los datos entregados a continuación.
Especie
Ka
A
3,76 · 10–18
B
1,98 · 10–21
C
3,2 · 10–2
D
7,5 · 10–5
E
4,4 · 10–4
F
6,3 · 10–1
4. Para cada una de las siguientes disoluciones
plantea la ecuación química que explica su
comportamiento y calcula el pH.
a. Disolución de ácido clorhídrico (HCl) 0,04 M.
b. Disolución hidróxido potasio (KOH) 0,59 M.
c. Disolución de ácido acético (CH3COOH)
0,78 M de Ka = 1,8 · 10–5.
d. Disolución de amoniaco (NH3) 0,25 % m/v.
e. Disolución de ácido fluorhídrico (HF)
0,06 % m/m. La densidad de la disolución
es igual a 1,3 g/mL.
V. Opción única: Marca la letra correcta.
1. ¿Cuál de las siguientes propiedades NO la
presenta un ácido en solución acuosa?
a. Reaccionar con los metales, como
magnesio y zinc, desprendiendo
hidrógeno gaseoso.
b. Conducir la corriente eléctrica.
c. Tornar de color rojo el papel tornasol azul.
d. Tener valores de pH inferiores a 7.
e. Quedar incolora al adicionarle fenolftaleína.
2. ¿Cuál de las siguientes alternativas presenta
la solución más alcalina?
a. [OH–] = 1 · 10–6 M
b. [H+] = 1 · 10–1 M
c. [H+] = 0,1 · 10–4 M
d. [OH–] = 1 · 10–14 M
e. [H+] = 0,001 · 10–1 M
Autoevaluación
Revisa el nivel de logro de los aprendizajes
esperados para este tema. Recuerda ser honesto(a)
al responder. Sólo así podrás revisar aquellos
aspectos que consideras que no han sido logrados
completamente.
Marca con una X el casillero que correponda.
Logrado (L): Has logrado plenamente.
Medianamente Logrado (ML): Has logrado
parcialmente el aprendizaje, aún falta trabajar
algunos aspectos.
Por lograr (PL): Aún no logras el aprendizaje,
debes seguir trabajando para ello.
Aspecto por evaluar
L ML PL
Identifico entre diversas sustancias
aquellas que tienen un comportamiento
ácido o básico.
Asocio el comportamiento ácido con la
presencia de iones hidrógeno o la
transferencia de protones y el
comportamiento básico con la presencia de
iones hidroxilos o la aceptación de protones.
Sé que se puede determinar la concentración
de una disolución por métodos cualitativos,
como los indicadores líquidos o papel
indicador, y obtener la concentración por
métodos cuantitativos, como el peachímetro
o aplicando cálculos matemáticos basados
en los logaritmos.
Soy capaz de aplicar los conceptos ácido
base a la comprensión de fenómenos de la
vida diaria como para neutralizar la acidez
estomacal usar una sustancia básica, como
lo es un antiácido, o para retirar el óxido de
un cuchillo (base) usar jugo de limón (ácido).
Soy capaz de explicar el comportamiento de
las disoluciones amortiguadoras y aplicarlas
al equilibrio ácido base que se produce en
nuestro organismo. Por ejemplo, cuando
aumenta a nivel sanguíneo la acidez se
activa el buffer H2CO3/HCO3– a nivel
pulmonar y a nivel renal.
Puedo estimar el pH de las disoluciones y,
a su vez, separarlas en sustancias ácidas
y básicas.
Diferencio entre ácidos y bases fuertes y
ácidos y bases débiles de acuerdo con los
valores de sus constantes de equilibrio.
229
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Síntesis de la Unidad 4
Se presentan a continuación conceptos
fundamentales estudiados en esta unidad.
mol - insaturadas - amortiguadoras - estado del
disolvente - bases - concentración - punto de
ebullición - neutralización - molalidad - Lowry sobresaturada - homogéneas - Arrhenius constante de acidez - %m/m - pH = – log [H+] solubilidad - % v/v - presión de vapor - tipo de
soluto - solutos - molaridad - punto de congelación
- Ácidas - Brönsted - ionización del agua - osmosis
Relaciona cada uno de ellos con las ideas principales
resumidas a continuación.
1. Las mezclas se forman por la unión de dos o más
compuestos, dando origen a mezclas
_________________________ y heterogéneas.
2. Las mezclas homogéneas se pueden denominar
también disoluciones, en las cuales se reconocen
los ________________________ y disolventes.
3. Para clasificar las disoluciones se pueden
establecer tres criterios distintos: el
___________________, la relación A y B y el
_________________________.
4. En las disoluciones ____________ la cantidad de
A es menor que la cantidad de B.
5. Una disolución ________________ puede llegar a
ser insaturada al aplicar temperatura.
6. La _______________ es la medida de la
capacidad de una sustancia para disolverse.
7. Se denomina ___________________ a la relación
proporcional entre A y B o AB.
8. El _____________ se define como la relación
entre la masa en gramos de A en 100 g de AB.
9. El _________ es el volumen de A en 100 mL
de AB.
10. El _________ es la cantidad de sustancia de un
sistema que contiene la misma cantidad de
partículas que átomos hay en 0,012 kg de C–12.
11. La _________ es la unidad de concentración que
se define como la cantidad de A en 1 litro de AB.
12. La unidad de concentración que corresponde a la
cantidad de A en 1 kg de AB se denomina
_________________________________.
13. La medida del número de moléculas que escapan
de la superficie del líquido por unidad de área se
llama _________________________.
230
14. El ascenso del _______________ es directamente
proporcional a la concentración de A.
15. El ____________________ de una disolución es
siempre más bajo (en el sentido negativo) que el
disolvente puro y directamente proporcional a la
concentración de A.
16. La __________________ permite establecer el
equilibrio entre dos disoluciones continuas y
separadas sólo por una membrana semipermeable.
17. En la naturaleza existen sustancias _____________
y básicas.
18. Para _______________, las bases son aquellas que
en disolución acuosa liberan iones hidroxilos, y los
ácidos son las sustancias capaces de liberar iones
hidrógeno en disolución acuosa.
19. Para___________ y _____________, los ácidos
son aquellas sustancias que en disolución liberan
iones de hidrógeno, y las bases son capaces de
captar dichos iones.
20. La relación Kw = [H+] · [OH–] = 1 · 10–14 representa
la ________________
21. A partir del análisis de la relación cuantitativa de
Kw = [H+] · [OH–], se establece la escala de pH
según la cual los ácidos son especies que
presentan un rango 1 a 6,9; las ___________ 7,1 a
14 y las especies neutras un valor igual a 7.
22. Para calcular el pH de una disolución se establece
la fórmula: ___________________ donde la
concentración de H+ dependerá de la fuerza
relativa de la especie, si ésta es ácida o básica.
23. Un criterio teórico para distinguir la fuerza de un
ácido es su _________________________,
expresión que relaciona la concentración de los
reactantes y de los productos. Si ésta (Ka) es mayor
a 1 (Ka > 1), se indica que el ácido es fuerte y
estará disociado casi un su totalidad (100%); por el
contrario, si Ka < 1, el ácido es débil y estará sólo
parcialmente disociado (no el 100%).
24. Los ácidos y las bases reaccionan entre sí,
produciendo una________, generando sal y agua.
25. Otro tipo de reacción ácido - base da origen a las
disoluciones _______________, formadas por un
ácido o una base y su sal respectiva, que se
caracterizan por ofrecer una alta resistencia al
cambio de pH.
FICHA 4
FECHA:
0,1 M
0,2 M
0,5 M
1,0 M
2,0 M
+
NH4+,
6. En la siguiente reacción: NH3 + H
el amoniaco (NH3) se comporta como una base
porque:
I. Cede protones
II. Capta protones
III. Aporta electrones
IV. Capta electrones
2. Una solución 3% m/m también es al 6% m/v. La
densidad de la solución es:
a.
b.
c.
d.
e.
0,5 g/mL
2 g/mL
1,5 g/mL
faltan datos para determinarla.
ninguna de las respuestas es correcta.
3. Al mezclar 50 gramos de una solución al 2% m/m
con 200 gramos de otra solución del mismo soluto
y solvente al 4% m/m, la concentración en % m/m
de la solución resultante es:
a.
b.
c.
d.
e.
6,0
3,0
9,0
3,6
2,4
4. Una solución acuosa de ácido clorhídrico, HCl,
tendrá pH=2 si la concentración molar de dicha
solución es:
a.
b.
c.
d.
e.
/
NOMBRE:................................................................................
1. Una solución acuosa 2% masa-volumen de NaOH
tiene una concentración molar de:
a.
b.
c.
d.
e.
/
0,01
0,02
2
2 · 10–1
2 · 10–2
5. A 50 mL de una solución de ácido sulfúrico,
H2SO4, 0,1 Molar, se le agregan 50 mL de una
solución de hidróxido de sodio, NaOH, 0,1 Molar.
La solución resultante:
a. tiene pH=7.
b. no es conductora de la corriente eléctrica.
c. se torna de color rojo al agregarle unas gotas
de fenolftaleína.
d. la solución es ácida.
e. cambia el papel tornasol rojo a azul.
a.
b.
c.
d.
e.
Sólo I
Sólo II
Sólo III
Sólo I y IV
Sólo II y III
7. Si se agrega una sustancia desconocida X a un
vaso que contiene agua, aumenta la acidez.
Entonces:
a.
b.
c.
d.
e.
el pH disminuye
la sustancia X debe ser una base
la sustancia X debe ser agua
el valor del pH tiene que aumentar
–
aumentó la concentración de iones OH
8. ¿Cuál de las siguientes propiedades NO la
presenta un ácido en solución acuosa?
a. Reaccionar con los metales, como magnesio y
zinc, desprendiendo hidrógeno gaseoso.
b. Conducir la corriente eléctrica.
c. Tornar de color rojo el papel tornasol azul.
d. Tener valores de pH inferiores a 7.
e. Quedar rosada al adicionarle fenolftaleína.
9. ¿Cuál de las siguientes alternativas presenta la
solución más alcalina?
a.
b.
c.
d.
e.
[OH–] = 1 · 10–6 M
[H+] = 1 · 10–1 M
[H+] = 0,1 · 10–4 M
[OH–] = 1 · 10–14 M
[H+] = 0,001 · 10–1 M
10. Una solución es alcalina si:
a. presenta mayor concentración molar de
H+ que de OH–.
b. se neutraliza con agua.
c. el pH es mayor que 7.
–14
–
d. el producto de [H+] [OH ] = 1·10 .
– es menor
e. la concentración molar de OH
que 1·10–7.
FOTOCOPIABLE
Camino a...
BIBLIOGRAFÍA
• RAYMOND, CHANG. “QUÍMICA”. Mc. Graw Hill. 4ta edición. 1996. México.
• HEIN “FUNDAMENTOS DE QUÍMICA”. Thomson Editores S.A. 10ma edición. 2001. México.
• GARRITZ, A. Y CHAMIZO, J. “QUÍMICA”. Addison – Wesley Iberoamericana. 1994. Argentina.
• GARCÍA, A. “HACIA LA QUÍMICA 1”. Editorial Temis S.A. 1985. Colombia.
• PECK M. LARRY. “QUIMICA GENERAL”. Mc. Graw Hill. 5ta edición. 1998. México.
• ESCALONA, HUMBERTO. “QUIMCOM: QUÍMICA EN LA COMUNIDAD”. Addison – Wesley Iberoamericana.
2da edición. 1998. México.
• PETRUCCI, R.H., “QUÍMICA GENERAL”. Addison Wesley Iberoamericana. 7ma edición. 1999. Madrid, España.
• QUIÑOA, E.; RIGUERA, R. “NOMENCLATURA Y REPRESENTACIÓN DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS”.
McGraw-Hill. 1996. México.
RECURSOS CRA (Centro de recursos de aprendizaje)
• ATLAS DE QUÍMICA, Varios autores. Programa Educativo Visual. Colombia. 1995, 1ª ed.
• QUÍMICA, Garritz, Andoni y Chamizo, José Antonio. Addison Wesley Longman. México. 1997, 1ª ed. (r.1998).
• QUÍMICA, Varios Autores. Ediciones Nauta. España. 1997, 1ª ed.
• FUNDAMENTOS DE QUÍMICA, Bums, Ralph. Prentice Hall Hispanoamericana. México. 1996, 2ª ed. (r. 1997).
• FUNDAMENTOS DE QUÍMICA, Hein, Morris y Arena, Susan. International Thompson Editores. México.
1997, 1ª ed.
• QUIMICA REACCIÓN, Barrio, J. del y Belmonte, M. Ediciones SM. España. 1995, 1ª ed.
• DISOLUCIONES Y CONTAMINACIÓN, Varios Autores. Editorial Reverté. España.
• TRATAMIENTO DE RESIDUOS ESPECIALES, Varios Autores. Editorial Reverté. España. 1996, 1ª ed. 119 p.
2 vols.
• QUIMICA ORGANICA, Hart, Harold y otros. McGraw – Hill Interamericana. México. 1995, 1ª ed.
• QUIMICA ORGANICA, Recio, Francisco. McGraw – Hill Interamericana. México. 1995, 1ª ed. (r.1997).
• EL MUNDO DE LA QUÍMICA, Varios Autores. United Media. Chile. 1992, 1ª ed. (r.1998). Duración 120 min.
4 vols.
Páginas Web recomendadas.
• www.educarchile.com
• http://www.educarchile.cl/home/escritorio_estudiante/default.asp
• http://www.eis.uva.es/~qgintro/nomen/nomen.html
• http://www.modelscience.com/
• http://www.cespro.com
• http://www.frlp.utn.edu.ar/grupos/aepeq/interact.html
232