COLEGIO NACIONAL DE MONSERRATTECNICATURA SUPERIOR EN BROMATOLOGÍA INGRESO 2013 Colaboraron en esta edición los profesores: Clariá Carlos Di Tofino Exequiel Marcucci Elsa Bonaterra Mónica CONTENIDOS UNIDAD N° 1 MATERIA Y SISTEMAS MATERIALES……………………….4 La materia: concepto, propiedades intensivas y extensivas. Estados de agregación: características y propiedades. Cambios de Estado. Sistemas materiales: Clasificación. Fases y componentes. Sustancias Puras, elementos y compuestos químicos. Soluciones. Métodos de separación de sistemas materiales homogéneos y heterogéneos. Resolución de problemas UNIDAD N°2 ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA……..……26 Síntesis histórica de la construcción de modelos atómicos. Partículas subatómicas. Isótopos. Números cuánticos. Configuración electrónica y su relación con la tabla periódica. Estructura de la tabla periódica. Propiedades periódicas. Cationes y Aniones. Resolución de ejercicios. UNIDAD N°3 UNIONES QUÍMICAS…………………………………………….39 Clasificación: iónica, covalente (apolar, polar y dativa), metálica. Representación mediante estructuras de Lewis. Fuerzas intermoleculares: de London, dipolo-dipolo inducido y dipolo-dipolo, puente de hidrógeno. Resolución de ejercicios. UNIDAD N°4 EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA………………………………48 Símbolos de los elementos. Fórmulas químicas. Compuestos binarios: Óxidos básicos y ácidos, Hidruros metálicos y no metálicos. Compuestos ternarios: Oxoácidos. Sales, neutras, básicas y ácidas. Actividades de aplicación UNIDAD N°5 UNIDADES DE MEDICIÓN DEL UNIVERSO QUÍMICO, ESTEQUIOMETRÍA Y SOLUCIONES…………………………………………63 Masa atómica, masa molecular. La unidad de medición en la química: el mol. Número de Avogadro. Fórmula mínima y fórmula molecular. La ecuación química. Ley de conservación de la masa. Relaciones estequiométricas , reactivo limitante, reactivos con impurezas y rendimiento de las reacciones. Soluciones: Unidades de físicas de concentración: % M/V, %V/V, %M/M. Unidades químicas de concentración: Molaridad y Normalidad. Aplicación a la estequiometria de las reacciones. Resolución de problemas UNIDAD N°6 REACCIONES REDOX……………..………………………………78 Concepto de oxidación y reducción. Número de oxidación. Agentes oxidantes y reductores. Planteo e igualación de ecuaciones por el método del ión electrón en medio ácido y alcalino. Espontaneidad de las reacciones redox. Pilas. Resolución de problemas UNIDAD N°7 COMPUESTOS DEL CARBONO…………………………………82 Hidrocarburos: Alcanos, alquenos y alquinos: Fórmulas, nomenclatura y propiedades. Funciones orgánicas oxigenadas y con nitrógeno: Fórmulas, nomenclatura y propiedades. Ejercicios de aplicación 2 BIBLIOGRAFÍA Biasoli-Waitz-Chandías. Química General y Orgánica. Ed Kapeluz Brown-Lemax-Bursten. Química. Ed Pearson Chang, R. Química. Ed Mc Graw Hill Mautino, J. M. Química 4 y 5, Aula Taller. Ed Stella Whitten-Galley-Davis. Química General. Ed Mc Graw Hill 3 buscando encontrar sustancias que le fueran útiles (tan variadas como medicamentos. no responden a las necesidades. Para tomar real dimensión del vértigo con el que avanzan las ciencias químicas podemos decir que. de medición. por lo que se sigue investigando. y la gaseosa verdaderamente dietética. o materiales de construcción). Muchas de ellas no tienen utilidad. insecticidas. que es casi evidente por poco observadores que seamos. Al margen de los papeles que nos avalen. ¿Cuál será la actitud que nos favorezca para encarar la Química? Hay que querer aprender y desarrollar la capacidad de preguntarse y buscar respuestas. nuestro único y verdadero respaldo será haber desarrollado la capacidad crítica como así también progresar en nuestra realización personal. Se ha de probar que el queso sea realmente enriquecido. no muy lejano. de experimentación. en que esto era una herejía. se plantea un desafío. La ciencia progresa de manera exponencial en estos últimos doscientos años. Pero también nosotros hemos de demostrar ser Técnicos Superiores en Bromatología. 4 . Dicho lo cual tengamos en cuenta que el citado universo siempre está activo. experimentos y pruebas). pegamentos. postulando hipótesis para explicarlas y tratando de comprobarlas para alcanzar la dimensión de teorías. Sólo un ejemplo de cómo. con nuevos experimentos. el hombre en cien años (1905 a 2005) sintetizó en sus laboratorios unos veinticinco millones de sustancias químicas nuevas. Hoy damos por cierto que el planeta tierra órbita alrededor del sol. un pote de dulce de leche de repostería. Quizá mañana alguno de nosotros estará en esa tarea. Una teoría es un modelo cuyo marco teórico. Podemos decir entonces que toda teoría científica es la mejor explicación que el hombre tiene en este momento sobre un determinado tema (elaborada en base a observaciones. Y para ello es fundamental considerar que el ser humano ha ido perfeccionando su habilidad para diseñar y fabricar instrumentos y aparatos que le permiten superar su capacidad de observación. (1) (2) Esto. lo que en una época se considera o se tiene por cierto. una botella de gaseosa dietética. luego es descartado porque se demuestra.UNIDAD N° 1 MATERIA Y SISTEMAS MATERIALES INTRODUCCIÓN Cuando en nuestra mesa de trabajo nos enfrentamos a un aromático queso enriquecido en calcio. Sin embargo hubo un tiempo. en constante transformación y movimiento. que no existían. que no era correcto. nos introduce en el menos evidente campo de los porqués. ¿Hacia dónde se mueve el universo? ¿Qué leyes lo determinan o rigen su comportamiento? ¿Qué sabemos de la materia y de la energía? Estas y muchas otras preguntas ha tratado de responder el hombre con sus observaciones y sus experimentos. Esto es nada si consideramos que en los últimos años (2005 a 2010) se logró sintetizar otros veinticinco millones de nuevas sustancias. Hacer una mezcla de sustancias también es un fenómeno físico. si se encontrara y comprobara una mejor explicación a los fenómenos que describe. Sabemos que el agua puede estar como hielo. la capacidad y la necesidad de hacerlo. con procedimientos adecuados. ¿Hasta qué límite puedo seguir dividiendo la materia de la sustancia azúcar? ¿Cuándo dejará de ser dulce. el comportamiento. Nada es definitivo ni absoluto. o el futuro del universo. Veremos que hay mezclas groseras como mezclar piedras con clavos. el agua y la sal. Vamos a plantearlos brevemente en esta introducción.permite explicar un conjunto de fenómenos observados sobre un cierto tema y también predecir fenómenos futuros sobre dicho tema. Tiene el mismo sabor si está en una gran bolsa. que no es igual el alcohol y el agua porque existen diversas sustancias. que nos permitirán iniciarnos en el tema. En el vaso con agua colocamos el polvillo de azúcar y mezclamos. líquido o vapor y a esta realidad la relacionamos inmediatamente con la temperatura. Hagamos un par de experimentos imaginarios muy sencillos que nos permitirán afirmar algunos conceptos básicos sobre la materia. se perfecciona y se renueva. 5 . Separamos un par de granos de azúcar y los molemos. Imaginemos el azúcar con su sabor dulce. y que cada uno de nosotros tenemos la posibilidad. Pero en todos los casos los componentes conservan sus propiedades y. Son los distintos estados de agregación que puede presentar una sustancia como el agua. Tenemos en claro entonces que aún nos resta mucho por conocer del Universo. una cucharita o en un solo grano de azúcar. un paquete. Observamos si se ve el azúcar y probamos el sabor de la mezcla. que sabemos ciertos y comprobados. O sea que volvemos a tener las piedras. el conocimiento se nutre a diario de la realidad y la experiencia. e incluso abandonada. Colocamos agua en un vaso y probamos su sabor. los podemos recuperar. los clavos. Siempre tendremos situaciones que quedan fuera del alcance de las teorías. ocupa un lugar en el espacio e impresiona nuestros sentidos. Siempre hemos escuchado que la definición de materia como lo que tiene masa. que no han podido ser resueltas aún y confirman que el conocimiento es un camino a recorrer. o conjunto de teorías. y otras tan sutiles como el agua y la sal. Probamos el sabor del polvillo obtenido. y aunque pase de un estado a otro sigue siendo agua. pero hay algunos puntos de partida. También sabemos que hay distintas clases de materia. Esto es un fenómeno físico. puede responder a todas nuestras preguntas o dudas sobre el origen. Dos conclusiones nos permiten avanzar sobre temas fundamentales: El azúcar ya no se ve. Una teoría está siempre sujeta a revisión y abierta a la posibilidad de ser perfeccionada. También debemos considerar que ninguna teoría. cuándo perderá sus propiedades? Analicemos este sencillo experimento: Probamos el sabor de un grano de azúcar. El agua es ahora dulce. de estado sólido a estado líquido.). y la materia en general. Para tener una idea de su pequeñez digamos que un millón de moléculas de agua colocadas una al lado de la otra formarían una línea de menos de un milímetro. Esto no significa que hacemos desaparecer la materia. La molécula es la mínima cantidad en que se puede dividir una sustancia sin que pierda sus propiedades. Hemos realizado un cambio de estado de agregación por acción del calor. La materia se transforma de una clase de materia (sustancia azúcar) en otras clases de materia (sustancia agua y sustancia carbono). Esto nos permite comprobar que todas las sustancias se pueden dividir en partículas tan pequeñas que no podemos verlas ni con el auxilio del microscopio. veneno. Esto nos demuestra que las moléculas se pueden romper y dividir en partículas más pequeñas todavía. pero ya no van a conservar las propiedades de la sustancia. Las propiedades de una sustancia 6 . la parte más pequeña en que se puede dividir o fraccionar. se oxidó violentamente (combustión) y se rompió su estructura molecular. sino que demostramos la ley de conservación. pues las partículas sub moleculares que formaban el azúcar se desordenaron por el calor (energía) y se reordenaron formando otras sustancias: agua y carbono. en partes tan pequeñas que no podemos verlas ni con la ayuda de un microscopio (partículas sub microscópicas). Las partículas que forman las moléculas son los átomos. por acción del calor y en presencia del oxígeno del aire. sub microscópicas: las moléculas. están formadas por unidades o partículas pequeñísimas. etc. No vemos el azúcar porque en el agua se ha seguido dividiendo. ¿Por qué decimos “sin que pierda sus propiedades”? ¿Acaso se puede seguir dividiendo la materia? ¿Hay partículas más pequeñas que la molécula? Hagamos otra sencilla experiencia: Colocamos una cucharadita de azúcar en un tubo de ensayo y lo calentamos sobre la llama. El sabor dulce del agua nos demuestra que. aunque no las veamos. Debemos asumir que las sustancias. cuidadosamente hasta que se transforme en un líquido. azúcar. El tamaño mínimo de una sustancia (sal. el azúcar está presente con sus propiedades. Ya no hay azúcar. es algo que escapa a nuestros parámetros ordinarios por ser tremendamente pequeño. ya no hay más azúcar. Si repetimos la experiencia con sal de mesa o con veneno para ratas veremos que el agua será salada o seguirá matando ratas. El residuo seco y oscuro que queda en el tubo ¿es dulce. sigue siendo azúcar? Volvemos a calentar hasta que la muestra (porción de sustancia en estudio) se queme. invisibles. Toda molécula de cualquier sustancia está formada por átomos. La molécula de azúcar. Observamos todos los detalles producidos y probamos los sabores. al alejarse de la llama se condensaron formando gotitas de líquido ¿es azúcar este líquido? Al comprobar las propiedades veremos que el residuo es principalmente carbono amargo y el líquido es agua insípida. Si probamos el líquido ¿es dulce. es azúcar? Los gases o vapores que se desprendieron por el calor. de modo que se forman nuevas sustancias con otras propiedades. o la mezclamos con agua. se mantienen sus moléculas y sus propiedades. o los átomos están ubicados en distintas posiciones en la estructura. Todas las moléculas de una sustancia son idénticas entre sí y tienen las mismas propiedades. Las moléculas de distintas sustancias están formadas por diferentes clases de átomos. En las reacciones químicas las sustancias reaccionantes o reactivos. y que se formen carbono y agua en una “reacción química”.dependen de su molécula. o por distintas cantidades de átomos. LOS FENÓMENOS QUÍMICOS modifican la naturaleza molecular de las sustancias intervinientes. La materia se transforma de una sustancia en otra. denominadas productos de la reacción. la cantidad y el ordenamiento de los átomos que la forman. Los sencillos experimentos realizados con el azúcar nos demuestran claramente la diferencia entre los fenómenos físicos y los fenómenos químicos. o la calentamos al estado líquido. estar presentes en la cantidad justa y ubicada en la posición exacta (estructura molecular). La formación de soluciones y los “cambios de estado” son ejemplos de fenómenos físicos. 7 . seguimos teniendo azúcar. El átomo es la menor porción de materia que participa en una reacción química. LOS FENÓMENOS FÍSICOS ocurren sin que se modifique la naturaleza de las sustancias involucradas. Una molécula es un sistema organizado formado por partes (los átomos) que tienen que: ser de una cierta clase. Ejemplo: la combustión del azúcar origina que ya no haya más azúcar. Ejemplo: cuando dividimos el azúcar en partes cada vez más pequeñas. A+B: C En donde A y B son los reactivos y C es el producto de la reacción Azúcar + calor Carbono + Agua Tipos de reacciones químicas: Reacciones de combinación: R1 + R2 P (Dos o más reactivos se unen para formar uno más producto) Reacciones de descomposición: R P1 + P2 (Un reactivo se rompe para generar dos o más productos) Los fenómenos químicos son posibles porque las moléculas están formadas por átomos que se desplazan durante las reacciones químicas. millones de sustancias distintas. Existen alrededor de cien clases de átomos y las combinaciones entre ellos forman millones de moléculas distintas. y la molécula depende de la clase. modifican las estructuras moleculares y originan nuevas sustancias. se convierten en otras sustancias. MATERIA Y SISTEMAS MATERIALES De la materia, la masa y la energía Una definición simple y clásica nos dice que “materia es todo aquello que posee masa, ocupa un lugar en el espacio e impresiona nuestros sentidos”. La masa es la cantidad de materia que forma un cuerpo: o sea sus protones, neutrones y electrones organizados en átomos y moléculas. La física moderna entiende por materia: todo fenómeno perceptible con energía asociada que se propaga a través del espacio-tiempo a una velocidad igual o inferior a la de la luz. Así todas las formas de materia tienen asociadas una cierta energía pero sólo algunas formas de materia tienen masa, de modo que masa y energía son formas de ser de la materia. (3) La también clásica “Ley de conservación de la masa” nos explica que: la masa no se crea ni desaparece, sólo se transforma de una clase en otra clase de sustancia. O sea que la cantidad de masa en el universo es constante y, aunque las sustancias se transformen unas en otras, siempre tendremos la misma cantidad total de masa. En cuanto a la energía, para la física clásica “es la capacidad de un cuerpo de producir trabajo”. Así lo comprobamos en nuestra vida diaria. Cuando utilizamos alguna forma de energía es siempre para evitar un esfuerzo, para realizar un trabajo, para “hacer andar” algún mecanismo: energía eléctrica para mover un ascensor, energía cinética para martillar un clavo, energía química de los combustibles para mover un vehículo, energía química de las pilas de un reloj, un juguete o un celular, energía solar, eólica, potencial, hidráulica, nuclear, etc. También sabemos por experiencia que no podemos crear energía de la nada, y sabemos que una forma de energía se puede convertir o transformar en otra clase de energía. Estas experiencias nos dicen que si le pongo nafta al auto, podré hacerlo andar utilizando la energía química de las moléculas de nafta, que al quemarse con el oxígeno se transformará en energía calórica que permitirá realizar un trabajo de expansión que, convertido en propulsión, permitirá mover el auto hasta que se consuma la nafta. Consumida la nafta se terminó el movimiento,como la energía y por consiguiente el trabajo. Esto que nos parece tan obvio ha sido motivo de experimentos por siglos, en busca de lograr un “movimiento perpetuo de primera especie”, o sea tratando que el auto siga andando sin nafta. Cuando, evidentemente, todos los experimentos fracasaron se llegó a la conclusión empírica de que es imposible hacer un trabajo sin consumir energía. Ésta es la primera ley de la termodinámica: la energía no se puede crear ni destruir, sí se puede transformar. Hay muchas formas de decirlo: “Todo trabajo consume una cantidad equivalente de energía”; “La energía del universo es constante”; “Para producir una clase de energía hay que consumir una cantidad equivalente de energía de alguna otra clase”. 8 Conclusiones: la cantidad de masa del universo es constante la cantidad de energía del universo es constante las transformaciones ocurren pero siempre se conserva la masa y la energía Y esto es un ejemplo más de que el conocimiento es siempre perfectible, ya que cuando todo parecía resuelto con estas simples conclusiones, los experimentos de Albert Einstein y otros científicos demostraron que: sí es posible destruir la masa y que sí es posible generar energía, en determinadas condiciones: cuando se produce la desintegración del núcleo atómico, en reacciones que ocurren a la velocidad de la luz, desaparece masa y se crea energía en grandes cantidades. (4) Einstein demostró que existe una relación matemática de equivalencia entre masa y energía, y que la obtención de energía a partir de la desintegración de la masa no es arbitraria ni al azar, sino que cumple estrictamente la ley de conservación de la masa – energía: “la energía que se libera por desintegración de la masa, es igual a la cantidad de masa desintegrada por la velocidad de la luz al cuadrado”. Lo que es constante entonces es la cantidad total de masa + energía del universo, pudiendo convertirse la una en la otra, y lo que desaparece como masa aparece como energía equivalente según la fórmula de Einstein: ΔE = Δ m . c2 Sabemos entonces que hay una equivalencia entre masa y energía, y que son inter convertibles en determinadas condiciones, que se estudian en el campo de la Física y de la Química nuclear. Podemos decir que masa y energía son formas de ser de la materia. Y que así la cantidad de materia es constante en el universo. Los estudios y experimentos que realizaremos en este curso y en nuestro futuro trabajo no tendrán las condiciones que permitan convertir masa en energía. Por lo tanto, la masa se conservará como masa (transformándose de una sustancia en otra/s), y la energía se conservará como energía (pudiendo también transformarse de una clase de energía en otra/s clase/s de energía). PROPIEDADES DE LA MATERIA La tierra, las piedras, el agua, el aire son materia y evidentemente no son iguales. Hay diversas clases de materia: las sustancias. Fácilmente identificamos que la materia del agua no es la misma que la de una roca, porque son percibidas de distinta manera por nuestros sentidos, tienen diferentes cualidades. Si esto lo generalizamos a todas las cosas (cuerpos) que observamos, llegamos al concepto de “sustancia”. 9 La materia constituye todos los cuerpos y hay distintas clases de materia, distintos tipos de materia, que denominamos sustancias. Una piedra es un cuerpo material, formado por materia. Hay muchas clases de piedras distintas: la piedra de cal es distinta a la piedra de cuarzo, y ésta es distinta a una piedra de oro. La cal, el cuarzo y el oro son las distintas sustancias que forman esas piedras y las diferenciamos por sus propiedades y usos. Las propiedades de la materia pueden clasificarse en: extensivas e intensivas. Las propiedades EXTENSIVAS: masa, volumen, superficie, longitud y otras. *Dependen de la cantidad de la materia que consideramos (no de la clase de materia). *No definen ni identifican a ninguna clase de materia o sustancia, son comunes a todas. Las propiedades INTENSIVAS: color, solubilidad, olor, densidad y otras. *Dependen de la clase de materia que consideramos. Son independientes de su cantidad. *Definen e identifican a cada variedad de materia o sustancia. Las propiedades intensivas son las características propias de cada sustancia, son constantes. Muchas de estas propiedades intensivas las reconocemos con nuestros sentidos y las llamamos “propiedades o características organolépticas de una sustancia”. Por ejemplo: el aspecto, el brillo, la consistencia, el color, el olor, el sabor. Así decimos que el agua es incolora, insípida e inodora. O que el azúcar el blanca y dulce. Otras propiedades intensivas son las “constantes físicas” de cada sustancia como la densidad, el punto de ebullición, la solubilidad, el punto de fusión, el calor específico, el índice de refracción, la conducción, etc. Estas propiedades deben ser medidas (por ejemplo con un termómetro o un densímetro). Algunas de ellas son relaciones entre propiedades extensivas. Ejemplo: la densidad es una relación entre masa y volumen. Las constantes físicas son definidas con rigurosidad para que tengan validez. Ejemplo: el punto de ebullición del agua pura es 100º C a una atmósfera de presión y al nivel del mar. No es lo mismo que decir “el agua hierve a 100 grados”. Extensivas: dependen de la cantidad de materia no identifican sustancias Propiedades de la materia Intensivas: dependen de la clase de materia ,no dependen de la cantidad ,sí identifican sustancias Ej.: organolépticas, constantes físicas ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA 10 Gases: la energía cinética es notablemente mayor que la potencial. Se dispersan y difunden fácilmente. fluir sin posiciones fijas ni forma definida. del caos molecular. el cuerpo tendrá un estado más o menos ordenado. La temperatura a la cual ocurre 11 . líquido y gaseoso. Si aumentamos la temperatura del cuerpo sus moléculas adquirirán mayor energía cinética. Toda masa posee una energía potencial que la atrae con otras masas y tiende a juntarlas. Por lo tanto predominan las fuerzas de atracción sobre las de repulsión. Sus moléculas tienen energía cinética suficiente para desplazarse unas sobre las otras. Sus moléculas tienen energía cinética suficiente para vencer las fuerzas de atracción y moverse libremente por todo el espacio disponible. Fusión es el paso del estado sólido al líquido que se realiza a temperatura constante mientras ocurre el cambio de estado. Pero desde el big-bang todas las moléculas quedaron animadas de movimiento. sin forma ni volumen definido. Sólidos: la energía cinética es menor que la potencial. El estado de agregación de los cuerpos materiales depende de la relación entre estas fuerzas y. Cada sustancia presenta un estado de agregación propio en las condiciones ambientales de presión y temperatura. Son fuerzas de atracción entre las moléculas. También que está formada por moléculas. Pero esa energía no les alcanza para desprenderse totalmente y las moléculas se mantienen unidas conservando un volumen constante. por lo cual se desplazan constantemente chocando las unas con las otras y variando así su velocidad y dirección. se producirán los cambios de estado. Tienen volumen constante. Esta es la fuerza que impulsa y permite la búsqueda del desorden. por ejemplo con el frío. A pesar de ello son ligeramente compresibles. son incompresibles y resistentes a la fragmentación. También presentan difusión. según cuál de ellas predomine. que se adapta al recipiente que los contiene. ejercen presión sobre las paredes del recipiente que los contiene y se pueden comprimir con facilidad. la nafta líquida y el hierro sólido. o sea muy escaso movimiento ya que la distancia entre ellas es mínima. aumentarán sus movimientos y se producirán los fenómenos físicos denominados “cambios de estado”. Sus moléculas tienen muy baja energía cinética. Así decimos que el oxígeno es gaseoso. Pero si modificamos esas condiciones de modo que se aumente o disminuya la energía cinética de las moléculas. energía cinética que tiende a separarlas. Líquidos: la energía cinética y la potencial son similares. ¿Qué son y cómo se explican los cambios de estado? En condiciones ambientales vemos que la materia se puede presentar en tres estados: sólido. Esto permite que los sólidos tengan forma definida con gran cohesión entre sus moléculas las que ocupan posiciones definidas y fijas en el cuerpo sin poder fluir. (5)(6) Vimos que la materia es masa y es energía. O). todas las sustancias orgánicas. Solidificación del agua pura a 1 atm de presión: 0ºC. SUSTANCIAS SIMPLES Y COMPUESTAS Sustancias simples: sus moléculas están formadas por una sola clase de átomos. disminuimos la temperatura del cuerpo y como consecuencia de esto disminuye la energía cinética de sus moléculas. el hierro. hielo seco-CO2 congelado) que tienen la propiedad de pasar del estado gaseoso al sólido directamente. la plata. las bases. por un único elemento químico. El punto de ebullición del agua a 1 atm de presión es 100ºC. Condensación del agua pura a 1 atm de presión: 100ºC Sublimación: hay sustancias (yodo. naftalina. También lo son los óxidos. el diamante. Son sustancias compuestas. el grafito. Los procesos inversos ocurren cuando enfriamos. y cuando calentamos el hielo hasta 0ºC mantendrá esa temperatura hasta que todo el hielo se haya fundido. Hay pocas sustancias simples (algo más de cien). Por ejemplo el oro. las sales. el iodo. Sustancias compuestas: sus moléculas están formadas por dos o más clases de átomos. Ebullición y vaporización es el paso del estado líquido al gaseoso que se realiza que se realiza a temperatura constante mientras ocurre el cambio de estado. Solidificación: pasaje del estado líquido al sólido. La temperatura a la cual ocurre este cambio de estado es característica para cada sustancia pura a una determinada presión y se denomina: punto de ebullición. Volatilización al proceso inverso: sólido a gas. cómo y con quién está unido cada uno) 12 . Existe una enorme cantidad de sustancias compuestas (más de 50 millones). La diferencia entre ebullición y evaporación es que durante la ebullición el cambio de estado ocurre en toda la masa del líquido. y la infinidad de sustancias artificiales que ha sintetizado el ser humano Para identificar una sustancia debemos conocer: La clase de átomos que la forman La cantidad de átomos de cada clase La organización o estructura molecular (en qué lugar está cada átomo. Condensación: pasaje del estado gaseoso al líquido. mientras que en la evaporación el pasaje líquido a vapor ocurre sólo en la superficie. y el azúcar por tres clases de átomos (C. Por ejemplo el agua está formada por dos clases de átomos (H y O). los ácidos. Ocurren a las mismas temperaturas y con iguales características. H. y todas aquéllas que están formadas por una sola clase de átomos. el cambio de estado es característica para cada sustancia pura a una determinada presión y se denomina: punto de fusión. el ozono. El punto de fusión del hielo a 1 atm de presión es 0ºC. en un proceso que se denominó históricamente sublimación. el mercurio. el oxigeno. sin pasar por el estado líquido. y al calentar el agua se mantendrá a esa temperatura hasta que toda el agua líquida haya pasado al estado de vapor. Nos falta saber la estructura molecular para lo que se recurre a las fórmulas racionales o desarrolladas. El agua así formada es el óxido de hidrógeno. no se coloca subíndice). En el caso del agua: H2O nos indica que la molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y por un átomo de oxígeno (cuando la atomicidad es uno. Para cada sustancia corresponderá una fórmula química. y que se forma con los símbolos químicos (que nos dicen la clase de átomos presentes) y con un subíndice numérico (atomicidad: a la derecha de cada símbolo que nos indica la cantidad de veces que está ese átomo en esa molécula). En el caso del agua nos indica que cada átomo de hidrógeno está unido al átomo de oxígeno por un solo enlace (representado por una línea). que resume su composición. 13 . todos del mismo elemento. y la conocemos como agua oxigenada. “NIVELES DE ORGANIZACIÓN”. Las propiedades e importancia del oxígeno podemos comprenderlas con sólo tratar de no respirar. N2 gas nitrógeno. Cl2 cloro. Estamos en presencia de otra sustancia. que los enlaces que unen al O con los H son enlaces covalentes polarizados. y que todas las propiedades del agua. Al unirse los átomos entre sí. Si tuviéramos conciencia plena de ellas no tendríamos los niveles de contaminación y desperdicio actuales. y sólo se transforman en líquidos a muy baja temperatura y alta presión. Y con propiedades cada vez más asombrosas: sustancias inanimadas comienzan a tener vida al organizarse en la célula. que la convierten en una sustancia fundamental para la vida. Ag plata 14 . Au oro. Y aparecen características que no existían (o no eran evidentes) en los átomos formadores de la molécula. y puede cambiar de estado fácilmente a presión normal. Pero al combinarse forman el agua que es una sustancia líquida en condiciones normales. El H y el O pueden formar otro compuesto (el peróxido de hidrógeno). O3 ozono. El O2 gas oxígeno. cuya fórmula es H2O2 y nos indica que son moléculas formadas por los mismos átomos. Resumiendo: Cuando los elementos químicos se combinan se forman muy diversas sustancias. pero sus propiedades e importancia vitales nos condicionan mucho más de lo que imaginamos. Al ascender en los niveles de organización se van formando sistemas cada vez más complejos y especializados. que pueden ser: Sustancias simples: moléculas formadas por átomos iguales. se origina un nivel de organización superior con propiedades nuevas e impredecibles. se deben a esa estructura u organización de los átomos en la molécula. para formar las moléculas. P4 fósforo. Al agua no podemos respirarla (ni los peces). que los ángulos formados por los átomos son siempre iguales (ángulos de enlace). El átomo es un primer nivel de organización. pero la cantidad de O ha variado (la atomicidad es 2). solidificar o evaporarse por la temperatura. Además son claras las diferencias de propiedades entre las sustancias iniciales y el agua. Ejemplo: el hidrógeno y el oxígeno son sustancias gaseosas en condiciones normales de presión y temperatura. que los átomos siempre están a la misma distancia (distancia de enlace). con propiedades y usos distintos. Cuando avancemos en el estudio veremos que todas las moléculas de agua son idénticas entre sí. Si coloco agua en un vaso de precipitado. coloides. agrego una sal y estudio su solubilidad. no se puede distinguir sus componentes. Los sistemas materiales se pueden clasificar por su relación con el entorno o medio ambiente : abiertos. Como el NaHCO3 bicarbonato de sodio. azúcar y alcohol se nos presenta como una fase líquida continua y no podemos diferenciar donde está el agua. NH3 amoníaco. el azúcar o el alcohol ya que se encuentran 15 . reacción química) Relacionarse físicamente (sin cambiar sus moléculas. Tienen una sola fase aunque tengan varios componentes. Los sistemas homogéneos son uniformes y continuos a simple vista. aislados por su aspecto: homogéneos y heterogéneos *por la cantidad de componentes: sustancias puras y mezclas (dos o más componentes) por el tamaño de sus partículas: soluciones. tendré un sistema formado por el agua y la sal en ese vaso. Sistemas Sistema cerrado es el sistema que sólo intercambia energía. cuando el estudio a realizar así lo requiere. dispersiones y mezclas groseras Sistema abierto es el sistema que intercambia masa y energía con su entorno. una mezcla de sustancias. de forma real o imaginaria. SISTEMAS MATERIALES Un sistema es una porción de materia y/o energía que se estudia separándola del resto del universo. aunque existan contactos entre el sistema y su entorno (universo cercano). conservando su identidad y propiedades) de modo que sólo se ha producido un agregado. Sustancias compuestas o compuestos químicos: moléculas formadas por átomos de dos o más elementos diferentes. cerrados. caliento. El límite del sistema es el vaso de precipitado. como una bomba calorimétrica cuando estudiamos los calores de reacción. NaCl sal de mesa C 6H 12 O6 glucosa Cuando dos o más sustancias químicas se ponen en contacto se pueden relacionar de dos maneras diferentes: Reaccionar químicamente modificando sus moléculas y formando nuevas sustancias (fenómeno químico. materiales Sistema aislado es el sistema que no intercambia masa ni energía con su entorno. Por ejemplo: un sistema formado por agua. de aislarlo. tienen las mismas propiedades en todos sus puntos. Existen formas más estrictas de limitar un sistema. Si coloco un hielo en un vaso y lo tapo tendré un sistema formado por una sola fase sólida y por un componente: el agua en estado sólido. Recordemos que éstas pueden ser sustancias simples y sustancias compuestas (o compuestos químicos). El acero una fase sólida. formados por dos o más componentes miscibles entre sí. Por eso las soluciones pueden dializar. El área de contacto entre dos fases se denomina “interfase”. El aire presenta una fase gaseosa. son ópticamente vacías y no se pueden separar sus componentes por métodos mecánicos. tal como el sabor. que posee las propiedades organolépticas y constantes físicas de dicha sustancia.001 μ (micras). continua y uniforme. como ya vimos. Esto no se relaciona con la cantidad de fases sino con la cantidad de sustancias presentes. Una fase sólida de arena precipitada. SISTEMAS HOMOGÉNEOS Soluciones: son sistemas homogéneos tanto a simple vista como al ultramicroscopio. Si mezclamos agua con arena y aceite vamos a poder decir donde se encuentra cada uno de ellos. Se pueden descomponer en sus elementos por procedimientos químicos como la electrólisis o la combustión. vamos a distinguir fácilmente que hay tres fases. y dos fases líquidas claramente diferenciadas (el aceite flotando sobre el agua). serán las mismas en cualquier parte del sistema que probemos. hay sistema formado por varios componentes que son homogéneos. es una sustancia pura. Una bebida gaseosa presenta aspecto homogéneo aunque sus componentes son sólidos. En este caso tengo un sistema heterogéneo (tres fases) formado por un solo componente (el agua). Micrón. libre de trazas o restos de otra/s sustancias. En estos casos. o sea que no se pueden separar en otras sustancias por ser una sustancia pura. líquidos y gases uniformemente distribuidos en una sola fase líquida. También. con una composición química definida (fórmula molecular). micra o micrómetro = 10-6 m Å angstrom = 10-10 m Los componentes de las soluciones se relacionan a nivel molecular. evidentemente. cuyas partículas tienen un tamaño menor a 0. con distintas propiedades cada una de ellas. etc. Sus propiedades. pierden sus propiedades al romperse la molécula y separarse los átomos que la formaban. Sustancias puras: Un sistema homogéneo formado por una sola sustancia. Cantidad de componentes: hay sistemas de un componente. Resisten al análisis por procedimientos mecánicos y físicos. Si lo caliento veré que aparece una segunda fase líquida (agua líquida). de dos. y luego se suma una tercera fase gaseosa (vapor de agua) pudiendo estar las tres presentes simultáneamente. con una sola fase. de tres. Los sistemas heterogéneos son discontinuos y a simple vista se distinguen dos o más fases diferentes. las “partículas” son las moléculas de las sustancias que difunden las unas en las otras formando un sistema 16 .uniformemente distribuidos en todo el sistema. Porque el diámetro de las partículas es muy pequeño. Por eso son sistemas inestables. Son sistemas homogéneos a simple vista y al microscopio. o sea que no podemos decir que será una solución ideal. Sabemos por experiencia que la sal de mesa se disuelve en el agua. líquido en líquido (agua y alcohol). Al componente que está en mayor proporción se lo llama “fase dispersante” y al que está en menor proporción “fase dispersa”. y también que si agregamos mucha sal comenzará a precipitar. sólido en sólido (aleaciones metálicas). mientras que por evaporación separaremos un componente líquido de un sólido. la tinta china. El tamaño de las partículas es importante ya que las moléculas que no superan 0. Lo básico a considerar es el tipo de enlace químico que tienen las moléculas de cada uno de los componentes. las pinturas y el propio citoplasma celular. separándose en fases nítidas (agua y aceite – nafta y agua) En cambio las sustancias con enlaces iónicos o con enlaces covalentes polares serán fácilmente miscibles entre sí (ácidos. por el contrario. En una “solución ideal” sus componentes son miscibles en cualquier proporción. la mayonesa. También entre estados distintos como sólido en líquido (sal en agua) o gas en líquido (oxígeno en agua). dispersiones coloidales y soluciones coloidales. No tiene cómo interaccionar entre ellas y.absolutamente homogéneo. la espuma de afeitar. centrifugación) no permiten separar los componentes de las soluciones. o sea que sus naturalezas físico-químicas son compatibles. En estos casos llamamos solvente al componente que se encuentra en mayor proporción (agua). 17 . especialmente cuando se trata de diseñar un método para intentar separar los componentes de una solución. Coloides: llamados también sistemas coloidales. son ejemplos de coloides. Esto es importante considerarlo. ya que las sustancias con enlaces polares en sus moléculas difícilmente son miscibles con las sustancias que tengan moléculas no polares.001μ y 0.1μ de diámetro.001 μ pueden atravesar las membranas biológicas pues caben por sus poros. la niebla. o sea que las soluciones difunden a través de las membranas semipermeables: dializan. Esto es posible cuando los componentes son miscibles entre sí. la leche. bases y sales en el agua – agua y alcohol etílico). donde todas las moléculas de todos los componentes se mueven sin interferencias físicas ni químicas por todo el espacio que ocupa el sistema. y soluto al que está en menor proporción (sal). como en el caso de los gases entre sí. la gelatina. o del agua con el alcohol etílico. pero uno de ellos tiene partículas entre 0. Si hay que separar dos líquidos puede ser útil la destilación fraccionada. el queso. La fase dispersante puede ser el agua. Los métodos mecánicos (decantación. filtración. se expulsan mutuamente del sistema. “ópticamente llenos” y no dializan. Según el estado de agregación de los componentes hay soluciones de gas en gas (todos los gases son solubles entre sí). la piedra pómez. De igual manera las sustancias con enlaces covalentes no polares serán miscibles entre sí (aceite y nafta – oxígeno y nitrógeno). Dentro de los coloides encontramos una gran variedad de tipos: el humo. Pero en las soluciones reales solemos encontrar con frecuencia que uno de los componentes sólo puede disolverse en el otro hasta un cierto límite: su solubilidad en ese solvente. pH.1 μ. Mezclas groseras o dispersiones groseras: son sistemas heterogéneos cuyos componentes se distinguen a simple vista y pueden ser separados fácilmente. Son sistemas inestables y se pueden separar por procedimientos mecánicos como la decantación y la filtración. Las proteínas en el agua constituyen un ejemplo de coloide que nos muestra la frágil estabilidad de este sistema homogéneo. Suspensiones: Sistemas heterogéneos formados por dos o más componentes cuyas partículas tiene un diámetro superior a 0. por eso la diálisis es un método que permite separar las micelas de los solutos. Las emulsiones por dos líquidos no miscibles. La fase dispersa suelen ser macromoléculas o cúmulos de moléculas que reciben el nombre de “micelas”. Por su mayor tamaño las micelas no pueden atravesar los poros de las membranas biológicas (no dializan). Ejemplo: una mezcla de piedras y corchos. En otros casos. Las suspensiones están formadas por un sólido y un líquido no miscibles. o monedas y botones. por lo tanto podemos distinguir sus fases con la ayuda de una lupa o de un microscopio. cantidad de sales presentes) el sistema coloidal se desestabiliza y se separan nítidamente sus fases. como en la gelatina. SOLUCIONES COLOIDES SUSPENSIONES 1nm1nm 100100nm nm SISTEMA MATERIAL HOMOGÉNEO SISTEMA MATERIAL HETEROGÉNEO 18 . Ante cualquier modificación de las condiciones (temperatura. podemos observar la propiedad de mantenerse homogéneo y cambiar de estado por la variación de la temperatura (conversión sol-gel). MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE FASES Y MÉTODOS DE FRACCIONAMIENTO Para separar los componentes de una mezcla existe una enorme cantidad y variedad de métodos que usaremos según las características de la mezcla y sus componentes: fases que presenta tamaño de las partículas estados de agregación propiedades físico-químicas En el caso de un sistema material heterogéneo podemos utilizar los métodos de separación de fases: Métodos mecánicos: no requieren de un intercambio apreciable de energía entre el sistema y su entorno Métodos físicos: requieren un intercambio de energía (calor) MÉTODOS MECÁNICOS Tría: para separar cuerpos sólidos grandes usando pinzas (también un colador si están en líquido). Tamización: para separar dos sólidos cuyas partículas tengan diferente tamaño. Decantación: para separar. Flotación: para separar dos componentes de diferente densidad agregando un solvente que sea más denso que uno de ellos. Se usan tamices o cribas de diversos materiales y diversa abertura de sus mallas (poros). 19 . Colocar el sistema sobre un papel o un vidrio y deslizar el imán por debajo. un sólido de un líquido (no miscibles) o dos líquidos no miscibles (ampolla de decantación). Lento. Solubilización: para separar componentes agregando un solvente miscible sólo con uno de ellos. Levigación: para separar partículas sólidas de diferentes pesos por arrastre con una corriente de agua o de aire. Centrifugación: permite acelerar notablemente la velocidad de decantación aplicando la fuerza centrífuga. El líquido pasa y el sólido queda retenido en el filtro. Filtración: para separar un sólido insoluble de un líquido. El aparato utilizado se denomina centrífuga. Las partículas más livianas son más desplazadas que las pesadas. siempre en el mismo sentido. Imantación: para separar sólidos magnéticos de sólidos no magnéticos por la acción de un imán. Los filtros más comunes son de papel de diversos poros. por simple diferencia de sus densidades. Tenemos recuperado un componente libre de impurezas: la arena. Se utiliza un destilador y calor. conservando ambos. 20 . Por filtración a través de un embudo y papel de filtro lograremos separar la fase acuosa (con la sal) de la arena. En sistemas complejos se utilizan métodos de separación basados en varios principios simultáneamente. A modo de ejemplo vamos a resolver los siguientes problemas sencillos: 1) ¿Cómo se puede proceder para separar una mezcla de arena y sal de mesa? Si agregamos agua al sistema veremos que por solubilización la sal pasará a la fase acuosa. por evaporación del agua. La solución de agua y sal atraviesa los poros del filtro y la recibimos en un vaso de precipitado o en un cristalizador. Sometemos al papel de filtro con arena a varios lavados con agua pura para arrastrar (lixiviación) el agua salada que pueda haber quedado “mojando” la arena. pero por la diferencia de velocidades al ser sometidas a una corriente eléctrica. Aquí las diferentes sustancias migrarán más o menos en la corriente según su peso y su carga eléctrica. mientras que la arena queda retenida en el papel. destilador con columna de fraccionamiento.SEPARACIÓN DE MEZCLAS HOMOGÉNEAS O MÉTODOS DE FRACCIONAMIENTO Evaporación o cristalización: para separar un sólido y un líquido miscibles entre sí. Destilación fraccionada: para separar dos líquidos miscibles cuyos puntos de ebullición no sean próximos. Recogemos esa agua de lavado en el vaso o cristalizador donde tenemos la fase acuosa (agua con sal). recuperar la sal libre de impurezas. Calor.- Calentando la fase acuosa lograremos. La diálisis se utiliza para purificar un sistema coloidal en el cual se encuentran disueltos iones o sustancias no deseadas. que se desplaza por capilaridad en dicho medio poroso. Dejamos secar la arena o aceleramos el secado en horno o mufla. Se pierde el líquido Destilación simple: para separar un sólido y un líquido miscibles. La cromatografía es una técnica de separación de sustancias que se basa en las diferentes velocidades con que se mueve cada una de ellas (diferentes pesos y solubilidades) a través de un medio poroso arrastradas por un disolvente en movimiento. Al calentar se evapora el líquido y queda el sólido como un residuo seco. Los solutos atravesarán la membrana separándose de las micelas que quedan retenidas. La electroforesis también produce el arrastre de los componentes de una mezcla compleja a través de un soporte. 3) ¿Cómo podríamos separar una mezcla de sal de mesa y azúcar? Observando el tamaño de las partículas de sal y azúcar vemos que podemos utilizar un tamiz que permita pasar la sal y retenga los granitos de azúcar. Decantamos el agua.2) ¿Cómo podemos actuar para separar corchos y piedras que están mezclados? Si fueran unos pocos los separaríamos por simple tría. será nuestra membrana semipermeable. decantación. Agregamos agua pura por encima del papel de celofán. Ponemos un papel de celofán agarrado en los bordes y lo hundimos hasta que tome contacto con el sistema (permaneciendo sujeto en los bordes del vaso. y nos quedarán las piedras recuperadas. etc. Se establecen dos compartimientos uno a cada lado de la membrana de celofán: 21 . Con un colador los retiramos a todos y recuperamos un componente fácilmente. con una gomilla por ejemplo). Si fueran cientos. Las sales pasan por los poros de las membranas. 4) ¿Cómo procederíamos para obtener agua pura de un sistema en que se encuentra mezclada con sales. Recordemos que la temperatura se mantiene constante durante un cambio de estado (no puede haber alcohol líquido a más de 78ªC). con lo que las separaríamos fácilmente por tamización. Las proteínas son macromoléculas biológicas que forman sistemas homogéneos con las características de los coloides. Recurrimos a la destilación fraccionada ya que el alcohol tiene su punto de ebullición a 78ªC. o miles? Podemos agregar agua al sistema y lograr que todos los corchos por flotación queden en la superficie. Si las queremos conservar podemos usar la diálisis. Por lo tanto mientras quede alcohol el sistema no aumentará su temperatura. Un sencillo dializador podemos fabricar con un papel celofán y un vaso de precipitado. Por lo tanto sus moléculas no atraviesan las membranas semipermeables. Colocamos en el vaso el agua con proteínas y sales (hasta la mitad). arena y bichitos? (agua de rio) Podemos filtrar para retener en los filtros las impurezas macroscópicas. Pero perdemos las proteínas por su desnaturalización. filtrar y obtener el agua con las sales. volcándola. Cuando el sistema alcance esa temperatura todo el alcohol comenzará a evaporarse rápidamente. El papel de celofán tiene los poros de tamaño similar a las membranas biológicas. por lo tanto no nos servirá ningún método mecánico como la filtración. 6) ¿Cómo extraemos las sales de un sistema que las contiene en solución acuosa junto con proteínas? Una manera rápida sería precipitar las proteínas con calor. y luego obtener el agua por destilación simple. Así obtenemos el alcohol y cuando éste se elimina subirá la temperatura hasta 100ªC y obtenemos el agua. 5) ¿Qué hacemos para separar agua y alcohol etílico? Estas dos sustancias forman soluciones en cualquier proporción. Vemos así que contamos con una gran cantidad de alternativas a utilizar cuando queremos separar los componentes de una mezcla y obtener las sustancias puras para su estudio. se explica por dos motivos principales: uno es que los cambios escapan a nuestros sentidos (no podemos ver la erosión.600. Esto significa que no se aprecia transformación neta en el sistema porque los cambios que suben son iguales a los cambios que bajan.000 de años. el sistema se encuentra “equilibrado”. Sumergimos dicho extremo de la tira de papel en alcohol. y nos permita realizar los estudios posteriores de la/s sustancias/s que estamos aislando en las mejores condiciones. los cambios que enfrían son iguales a los que calientan.- ______________________________________________________________________ _ (1) 13.000 millones de años habrían aparecido las primeras y primitivas formas de vida. Al equilibrarse el sistema retiramos la parte superior de agua con parte de las sales y colocamos nuevamente agua pura. próximo a uno de los extremos. En sucesivos pasos vamos retirando toda la sal del sistema original que conserva las proteínas. en realidad lo que ocurre es que a pesar de los cambios . cuantificación o utilización En cada caso idearemos el procedimiento que mejor se adapte. 7) ¿La tinta negra de un resaltador estará formada por uno o por varios componentes? Para investigarlo podemos recurrir a la cromatografía sobre papel.700. Hace unos 3. La Tierra tendría unos 4.000 (trece mil setecientos millones) de años sería la edad más aceptada del universo. los cambios que suman son iguales a los que restan: en fin se trata de un 22 . Como la difusión se realiza a través del papel (membrana) se llama diálisis. Por encima agua pura. El otro motivo es que cuando observamos una parte del universo en particular (a la que llamamos un “sistema material” o sea una parte que estamos estudiando) y no vemos movimientos ni cambios. asumiendo la probabilidad de que no fuera el único.000.000. En una tira de papel poroso hacemos una mancha de tinta con un resaltador negro. Llevadas por la difusión las moléculas de las sales atraviesan los poros del papel hasta equilibrar las concentraciones salinas a ambos lados. Esto demuestra que la tinta está formada por diversos pigmentos (varios componentes) que tienen distinto peso y/o distinta solubilidad en el solvente. al menos desde el último big bang. evitando que la tinta quede sumergida.000 Km por hora). por lo que son arrastrados con diferentes velocidades y se separan. (2) La aparente inercia que a veces observamos en la naturaleza inanimada. Las proteínas no pasan. Veremos que a medida que el alcohol se va esparciendo a lo largo de la tira va arrastrando a la tinta y formando zonas de distintos colores.Por debajo agua con solutos y micelas coloidales. ni ver cómo se mueven las moléculas de oxígeno y nitrógeno en el aire a más de 15. gases. como el gravitón. Esta enorme cantidad de energía no proviene de una forma previa de energía que se transforma. diferenciándose en que. átomos. lo respiramos y es inodoro. La energía obtenida proviene de la energía química de las moléculas quemadas que se transforma en calor (se conserva la energía). y un sistema con estas características se considera que está en “estado de equilibrio dinámico”. Pero en las capas altas de la atmósfera por descargas eléctricas en las tormentas.000. El condensado de Fermi es un estado súper fluido formado por fermiones a temperaturas extremadamente bajas. la ionosfera.000 calorías. Junto con éstas se postula la existencia de otras entidades no másicas. neutrones y electrones). Cuanto más caliente está un gas. las pantallas o monitores de plasma. iones (con protones. Condensado de Fermi: obtenido en 1999. Condensado de Bose-Einstein: Este estado fue predicho por Einstein y Bose en 1926. se forma un gas con tres átomos de oxígeno 23 .000 de calorías. entre las galaxias. estado tan frío y denso que los átomos podrían quedar inmóviles. como la luz y la radiación electromagnética. Los átomos usados son bosones (cualquier átomo con un número par de electrones+ protones + neutrones. que contribuyen a la energía total del universo. (5) En condiciones especiales existe un cuarto estado: el plasma o estado plasmático El plasma es un estado similar al gas pero compuesto por aniones y cationes(6) libres. los vientos solares. más rápido se mueven sus moléculas y a altas temperaturas las colisiones son suficientemente violentas para liberar los electrones. de la desintegración de la masa. el interior de los reactores de fusión. por eso es un excelente conductor. Ej.- (3) Sólo el 5% de nuestro universo estaría formado por materia másica en forma de moléculas. Es el gas oxígeno que se encuentran en el aire. También: en el interior de las lámparas de bajo consumo. humo. agua (se conserva la masa). la aurora boreal. El 95 % correspondería a la materia no másica formada por campos o entidades que no presentan masa. Esto se denomina “equilibrio dinámico”. como el átomo de sodio común). En la atmósfera solar. la materia entre los planetas. Está relacionado con el condensado de Bose-Einstein. y obtenido recién en 1995 enfriando átomos a una temperatura próxima al cero absoluto. Desintegrar en reacción nuclear un gramo de materia produce 15. sólo energéticas. Ejemplos: las estrellas. se ha convertido la masa en energía. se utilizan fermiones (todo átomo con un número impar de electrones + protones + neu trones. entre las estrellas.000. (4) Veamos un ejemplo comparativo: Quemar un gramo de materia produce 5. el fotino y el gravitino. en vez de bosones. las descargas eléctricas industriales. sino que se ha obtenido de la masa. una gran parte de los átomos están permanentemente ionizados por estas colisiones y el gas se encuentra ionizado en estado de plasma. como el potasio-40). La mayor parte de la materia del universo se encuentra en estado de plasma. (6)Se considera que existen otros estados observables bajo condiciones extremas. La materia quemada se transforma en otras clases de materia: cenizas. los rayos.“empate” entre todas las transformaciones que están ocurriendo al mismo tiempo. ambas formadas por fotones sin masa. (7) El O forma moléculas gaseosas di atómicas O2. debido a la Energía cinética de las partículas c-En los sólidos amorfos las partículas están ordenadas regularmente d-En los gases la distancia intermolecular es muy grande e-Los gases no poseen volumen propio 3. El grafito y el diamante son sustancias simples formadas ambas por carbono y bien sabemos que sus propiedades y usos son muy diferentes. con otras propiedades. EJERCITACIÓN 1-Marcar la opción correcta. El carbono es otro elemento que presenta variedades alotrópicas siendo dos de ellas muy indicativas de la importancia de la organización en la molécula. hielo.O3. Son sustancias simples distintas formadas por átomos del mismo elemento químico (variedades alotrópicas del oxígeno). Un sistema material formado por agua líquida. que hoy son motivo de gran preocupación por la disminución de la capa protectora de ozono (estratosfera. átomos o iones está restringido en un sólido b-En los gases predominan las fuerzas de repulsión sobre las de atracción. el ozono. arena y limaduras de hierro a-Tiene 4 fases y cuatro componentes b-Tiene 3 fases y cuatro componentes c-Tiene 3 fases y tres componentes d-Tiene 4 fases y tres componentes e-Ninguna es correcta 24 . a unos 40 km de altura). de la forma en que están ordenados los átomos. “olor a lluvia”. Una solución es: a-Un sistema material polifásico b-Un sistema material no fraccionable c-Un sistema material que por descomposición da dos o más sustancias simples d-Un sistema material homogéneo fraccionable e-Un sistema material que por descomposición da dos o más sustancias compuestas 2-Marcar la opción incorrecta a-El movimiento de las moléculas.Marcar la opción correcta. Es otra sustancia química. Además posee un olor fosforado inconfundible. Cuando ambos gases se mezclan en el recipiente A. el sistema resultante será. (Marcar la opción correcta) 1 A 2 a-Heterogéneo de dos fases y dos componentes b-Heterogéneo de dos fases y un componente c-Homogéneo de una fase y dos componentes d-No se mezclan e-Ninguna afirmación es correcta 25 .4-Dadas las siguientes clases de materia: Cloruro de sodio y un trozo de Zinc Indicar la /las opciones que correspondan a cada una de ellas a-Sustancia que no puede descomponerse por ningún método conocido b-Sistema homogéneo no fraccionable c-Sistema que presenta diferentes propiedades intensivas en algún punto de su masa d-Sistema que presenta iguales propiedades intensivas en toda su masa 5-Enl balón 1 se encuentra aislado un gas (partículas de color azul) y en el balón 2 hay otro gas (partículas de color rojo). viajero incansable. 26 . Premiado y también denostado por sus contemporáneos.dio lugar en los últimos siglos a una serie de teorías atómicas. Postulados básicos de Demócrito: Los átomos son eternos. por lo que fue considerado el primer ateo. Esto se logra a la par del desarrollo tecnológico e instrumental. ya que sólo quedan fragmentos sueltos de sus más de setenta obras de ética. hacía de la risa y el buen humor una manera de vivir. que fue inventado por el extravagante pensador para darse un maestro. observador y estudioso a lo largo de más de cien años de vida que se le atribuyen. Platón llegó a pedir que se quemaran todas sus obras. En cuanto a Leucipo. incompresibles e invisibles. la Química moderna. no se puede dividir. maestro de Demócrito. Ya en el siglo V a C los pensadores griegos se planteaban y discutían la naturaleza del ser y de la materia: ¿Es la materia continua? ¿Se puede dividir infinitamente? ¿Está formada por partículas fundamentales indivisibles? ¿Existen el vacío y el movimiento en sí mismos? Estas eran las preguntas fundamentales ya que sus respuestas impactaban tanto en lo científico. hasta llegar en el siglo xx a la teoría atómica actual. física. técnica. indivisibles. Tanto se le opuso Aristóteles. Sin tecnología y lejos del método científico experimental. como en lo filosófico y lo teológico. que se fueron sucediendo y reemplazando. “Nada existe excepto átomos y espacio vacío. matemática. sólo se transforma). geometría. citando constantemente sus ideas para combatirlas y refutarlas. que permitió experimentar y revelar datos que nos llevaron a deducir (no ver) la estructura compleja de estas partículas inimaginablemente pequeñas.UNIDAD N°2 ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA El átomo -que no tiene partes. lo ignoraban. Leucipo y Demócrito desarrollaron un verdadero sistema filosófico: el atomismo. Todo lo demás son opiniones” decía. homogéneos. La figura dominante en los albores de la teoría atómica es la de Demócrito de Abdera. elegido por el pueblo (eso significa su nombre) y combatido por sus pares. Según la doctrina aristotélica. pero él no me conoció a mí”. que fueron muchos dada su larga vida. la materia está constituida de forma continua y puede dividirse indefinidamente. Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos. En la segunda mitad del siglo XVIII comienza a gestarse la ciencia experimental. Sólo su discípulo Epicuro aceptaba y defendía sus ideas pero modificándolas a voluntad y conveniencia. Sabio extravagante y genio legendario. lo que probablemente se hizo. En esta breve síntesis histórica de los modelos que el hombre fue planteando para explicar el átomo veremos que en las ciencias nada es definitivo. sólo apoyados por el razonamiento lógico para interpretar los hechos. no definitiva pues se enriquece y amplía en forma permanente. muchos sostenían que nunca existió. entre los que se destacan los experimentos de Lavoisier (la materia no se crea ni se destruye. conocí a Sócrates. volviendo a ser considerado recién en el renacimiento en coincidencia con las críticas a la obra de Aristóteles. Aristóteles negaba sus conclusiones y se oponía a sus teorías con el argumento de que no puede existir el vacío entre las partículas. Los átomos estuvieron y estarán siempre en movimiento en el vacío. etc. Y decimos teoría atómica actual. que se convirtió en la fuente para conocer a Demócrito. y su teoría atómica desechada y olvidada por dos mil años. “Fui a Atenas y nadie me vio. Los átomos se diferencian en forma y tamaño y se unen para formar los cuerpos. Atenas en general y Sócrates en particular. música. con múltiples esfuerzos. La naturaleza eléctrica de la materia y la existencia de partículas sub atómicas se demostró con numerosos experimentos entre los que se destacan: La electrólisis de Faraday (1834): los iones. El mérito de Dalton fue la comprobación de que la materia es discontinua. También predijo la existencia del neutrón. MODELO ATÓMICO de THOMSON Ya demostrado que el átomo. uniformemente distribuidas por todo el volumen del átomo. beta y gama.de Proust (ley de las proporciones definidas). presenta un modelo (1913) donde incluye también las novedades del momento desarrolladas por M. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos. que fue comprobada por Chadwick en 1932. La radioactividad (1896) por Becquerel y los esposos Curie: radiaciones alfa. Einstein (efecto fotoeléctrico). El modelo de Thomson es descartado en 1911 cuando E. Los átomos no se dividen en las reacciones químicas. Los átomos de diferentes elementos tienen pesos diferentes.000 veces menor que el radio atómico El MODELO de RUTHERFORD Fue un avance fundamental al postular la concentración nuclear de masa y carga (en los protones) y plantear un enorme espacio casi vació ocupado sólo por los electrones cuya masa es insignificante. que concluyen con la presentación (1808) por el propio Dalton del primer modelo atómico de la materia con bases experimentales. MODELO ATÓMICO de DALTON Postula que la materia es discontinua y que está formada por partículas muy pequeñas e indivisibles a las que llama átomos. J. Los tubos de descarga con gases de Crockes (1890) y Thomson (1897): el electrón. J. siendo neutro. Planck (energía cuántica) y por A. Niels Bohr. Demuestra que la masa y la carga positiva del átomo están concentradas en una zona muy pequeña y central: el núcleo atómico. y de John Dalton. 27 . en tardío homenaje a la clarividencia de Demócrito. O sea todas las partículas. Rutherford realiza ante la comunidad científica su famoso experimento de bombardear una delgadísima lámina de oro con partículas alfa. los electrones. Así podía explicar la formación de iones pero fracasaba en cuanto a la radioactividad. Sin embargo no explicaba los espectros atómicos y contradecía las leyes del electromagnetismo. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí. El radio nuclear es 10. pero los experimentos que se sucedieron durante el siglo XIX demostraron que los átomos si tenían partes y que éstas se podían separar. tenía unas partículas sub atómicas positivas y otras negativas en igual cantidad. basándose en la propuesta de Rutherford. Thomson propone un modelo atómico en donde los electrones se encontraban inmersos en una masa de carga positiva como las pasas de uva en un pastel. positivas y negativas. tienen el mismo peso y las mismas propiedades. etc. 4 . anaranjado. O sea que el electrón tiene únicamente lugares definidos de movimiento a los que llamó estados estacionarios o niveles de energía . n=3. rayos gama. Al registrar esa energía emitida se forman los espectros de emisión atómica.- *Cuando el electrón permanece en una órbita no irradia. O. Es la luz blanca que. P.000 Angstrom. rayos cósmicos.Es compuesta: formada por muchas radiaciones que viajan a la misma velocidad con distintas longitudes de onda y distinta frecuencia.- BASES DE LA TEORÍA ATÓMICA MODERNA El modelo atómico actual tiene bases tanto matemáticas como físicas y químicas para explicar la estructura del átomo. sin incursionar a fondo en la resolución matemática de las funciones de onda que son motivo de estudios superiores. Rayos X. También la forman otras radiaciones que no vemos. y que puede tomar valores enteros y positivos desde uno hasta infinito.- LA TEORÍA CUÁNTICA Y LA DUALIDAD ONDA PARTÍCULA La luz: . amarillo. 7 . L. de televisión o de la telegrafía sin hilos (λ = 20 km). Otras de muy corta longitud de onda y cada vez mayor frecuencia (más penetración. pero tenía fallas y fue abandonado en la década siguiente. N. que denomina número cuántico. Sus cálculos resultaron adecuados para explicar el átomo de hidrógeno con su único electrón. El ojo humano puede ver algunas de estas radiaciones: las que tienen longitudes de onda entre 8.- El modelo de Bohr fue un avance fundamental en la comprensión de la estructura y comportamiento atómico. Al cambiar de una órbita (o estado) de alta energía a otro de energía menor se emite una cantidad de energía igual a la diferencia de energías entre las dos órbitas. índigo y violeta (espectro visible).000 y 4.- Su modelo atómico se resume: *El electrón se mueve alrededor del núcleo en órbitas circulares bien definidas. Algunas de longitud de onda más amplia y de menor frecuencia que la luz roja. Q. pero no se cumplieron en átomos multielectrónicos. En esta ecuación hay una sola variable = n. Según el valor de n será la energía del electrón. mayor capacidad de producir daño) son las radiaciones ultravioletas. de radio.- *No es permitida cualquier órbita sino sólo las que coincidan con un valor de energía permitido por n.MODELO ATÓMICO de BOHR Es en realidad una propuesta sólo para el átomo de hidrógeno y logra explicar el espectro de emisión de dicho átomo. Asimismo sus ecuaciones funcionan sólo para el átomo de hidrógeno porque tiene un solo electrón. 3 . 6 . y no podrá tener otros valores de energía que los permitidos por n=1. comprobamos que está formada por rojo. que corresponden a valores de n: 1 . Son las radiaciones infrarrojas.Es energía radiante de carácter electromagnético y se propaga en línea recta en distintos medios o en el vacío . al dispersarse (prisma). con las líneas características de cada tipo de átomo. (La energía aumenta a medida que el electrón se aleja del núcleo). La falla radicaba en considerar la trayectoria del electrón como una órbita definida.- 28 . designándolos con las letras K. azul. Analizaremos los principios en que se funda la teoría atómica actual y sus conclusiones. M. 5 . 2 . Bohr encontró una ecuación sencilla para la energía que podía tener un electrón. n=2. que pueden tener longitud de onda tan larga como las ondas de radar. La cantidad de energía luminosa E que tiene un cuanto es un fotón (la unidad más pequeña de energía).6238 x 10 -27 ergios por segundo La fórmula de Planck es: E = h.. que supone una transmisión continua de energía radiante: el primero la explicaba como una onda mecánica en el éter cósmico (similar al sonido).- En 1924: Luis De Broglie llega a la conclusión de que la naturaleza de la luz no es sólo corpuscular ni sólo ondulatoria. radiaciones. y al aceptar esta posibilidad se lograron rápidos avances en la explicación de la estructura y comportamiento del átomo y las partículas sub atómicas.000 km/seg en el vacío).- Max Planck anuncia en 1901 que la luz no es emitida en forma continua sino en unidades discretas o cuantos.. y que se relacionan por una constante universal conocida como constante de Planck: h h = 1.- Huygens y Maxwell proponen la teoría ondulatoria de la luz. la trayectoria de un avión. un electrón). Un sistema generador de energía emite cuantos con una cierta frecuencia (cantidad de vibraciones por segundo o ciclos v –nu-). en términos de cuantos (o fotones) con una cierta energía y una cierta masa.- Una partícula de masa m (por ej. Para el caso de investigar velocidad y posición de las pequeñísimas partículas sub atómicas.La naturaleza de la luz: Newton propuso la teoría corpuscular de la luz: las fuentes luminosas emiten corpúsculos luminosos muy livianos y veloces (300. y Maxwell y Hertz sostienen que la onda que se propaga es un campo electromagnético. Algunas propiedades y fenómenos pueden describirse mejor por su naturaleza ondulatoria. Esto podemos hacerlo con muy poca incertidumbre en el caso de estudiar. lo hará con un movimiento ondulatorio que tendrá una longitud de onda λ: λ= h / m. Esto se conoce como dualidad onda – partícula. y tiene enorme importancia en el átomo y las partículas subatómicas. Es la naturaleza de la materia.-Esta dualidad está presente no sólo en la luz sino también en cualquier partícula. Esos cuantos se desplazan con una determinada longitud de onda λ (lambda). por ejemplo. que se mueve a una velocidad v.5836 x 10-37 Kcal por segundo = 6. pero casi carece de importancia en cuerpos mayores que las moléculas. sino ambas cosas a la vez. La intensidad depende de la cantidad de corpúsculos emitidos en la unidad de tiempo.v HEISENBERG: PRINCIPIO de INCERTIDUMBRE-CONCEPTO de ORBITAL Para definir una trayectoria debemos conocer la velocidad y la posición del objeto en cada momento de su desplazamiento.) tiene energía similar a la del propio 29 . me encuentro con el problema de que el instrumento de medición o de localización (fotones. como el electrón. mientras que otros se entienden mejor por su naturaleza corpuscular. v = c/λ En 1905 Albert Einstein explica con éxito el “efecto fotoeléctrico” aplicando la teoría cuántica y el concepto de fotón.v También encontró que la frecuencia y la longitud de onda se relacionan por c (la velocidad de la luz). Planck descubre que la E es directamente proporcional a la frecuencia v. Son cuatro. y en cada nivel de energía puede haber uno o más orbitales (introduciéndose el concepto de subniveles).- El electrón ocupa un orbital.53 A del núcleo. El nº cuántico magnético “m”: Nos indica el campo magnético generado por el movimiento del electrón en torno al núcleo atómico. y no una órbita. cada vez que un fotón detecte su posición va.electrón. como las longitudes de onda y las energías). Sí podemos decir que la mayor probabilidad de encontrar al electrón del átomo de hidrógeno corresponde a una esfera que envuelve al núcleo (un espacio. Esa zona se llama orbital.- Al resolver la ecuación de onda se obtiene un conjunto de funciones matemáticas llamadas funciones de onda.53 A de radio. y describe un espacio alrededor del núcleo donde es probable encontrar a un electrón que tenga esa energía.- Esta ecuación. En 1926 Heisenberg plantea el principio de incertidumbre: Es imposible determinar con exactitud y simultáneamente la posición y la velocidad del electrón. a alterar su energía y movimiento. Sólo podemos calcular la probabilidad de encontrarlo en un determinado espacio. Y las conclusiones obtenidas con el hidrógeno se pueden aplicar con éxito a los demás sistemas atómicos. siendo uno de ellos el de hidrógeno. o sea en términos de probabilidad. y también define la forma del orbital. y los resultados concuerdan exacta mente con las líneas del espectro de emisión del hidrógeno obtenidas experimentalmente (tanto las frecuencias. Cada función de onda corresponde a un valor de energía. que describen el movimiento y la energía del electrón dentro de los límites del principio de incertidumbre. SCHRÖDINGER Y LA MECÁNICA CUÁNTICA ( 1926) Descartada la sencilla ecuación de Bohr con una sola variable (número cuántico n). y determina la orientación en el 30 . En el átomo de hidrógeno hay un 99 % de probabilidades de encontrar al electrón en todo el volumen de una esfera de 0. designados por letras que pueden tomar distintos valores numéricos: n = principal l = azimutal m = magnético s = spin El nº cuántico principal “n”: Indica el nivel de energía donde se encuentra el electrón El nº cuántico azimutal “l“: indica el subnivel de energía (dentro de cada nivel principal) en que está el electrón. sumamente complicada. al mismo tiempo. Esto genera alteraciones muy importantes en la trayectoria del electrón e introduce una gran incertidumbre en la medición. Según Bohr el electrón del hidrógeno se encontraba siempre a 0. La ubicación de cada electrón en el átomo se define conociendo los números cuán ticos que lo caracterizan y lo definen. es propuesta por Schrödinger una ecuación para definir el comportamiento del electrón considerando su carácter ondulatorio. Se la llama ecuación de Schrödinger o ecuación de onda que tiene tres variables (tres números cuánticos enteros) y marca el inicio de la Mecánica Cuántica. Si buscamos un electrón. sólo puede resolverse para unos pocos átomos. Es imposible entonces admitir una órbita fija y circular como postulaba Bohr. un volumen). Si buscamos un avión con ondas luminosas de un reflector o con las ondas del radar no vamos a afectar su desplazamiento cuando dichas radiaciones lo detecten. Un orbital atómico es la región del espacio que rodea al núcleo donde es más probable encontrar un electrón. 2 y 3 del número cuántico orbital se los designa con las letras s. 1. El nº cuántico del spin “s”: Está relacionado con el campo magnético originado por la rotación del electrón alrededor de su eje A los valores 0. Cada uno de estos subniveles pueden tener: SUBNIVEL ORBITALES ELECTRONES s 1 2 p 3 6 d 5 10 f 7 14 Pues cada orbital puede completarse con electrones de spines opuestos (+1/2) y (-1/2). en cambio entre n=4 y n=5 el salto es mucho menor). d y f y como tales corresponden a los subniveles de energía. Distintos niveles tienen distintas energías. los d. Las superposiciones y “anomalías” comienzan entre el nivel 3 y el 4 donde tenemos que la energía del orbital 4s es ligeramente menor que la energía de los orbitales 3d. se comienza a llenar el nivel 4 ( orbitales s) antes de completarse el nivel 3 (orbitales d). z) tienen la misma energía en cada nivel. que aumenta a medida que aumenta n (más lejos del núcleo. Así los tres orbitales p (x. comenzando por el Escandio (Z=21) y terminando con el Cinc (Z= 30). más energía). Por eso la configuración electrónica del potasio (Z = 19) es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ó (Ar) 4s1 y no 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 ó (Ar) 3d1 como se esperaría Lo mismo ocurre con el Calcio ( Z = 20 ) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 ó (Ar) 4s2 y no (Ar) 3d2 O sea que los orbitales d del nivel 3 se superponen con los orbitales s del nivel 4. De este modo se cumple siempre el “Principio de exclusión de Pauli”: en un átomo no existen dos electrones con el mismo conjunto de números cuánticos. es menor que la diferencia de energía entre niveles. La diferencia de energía entre orbitales en un nivel. siendo el nivel 1 (n=1) el de menor energía.espacio de cada subnivel o sea de cada orbital. y los f son los de mayor energía. los 10 electrones siguientes se ubicarán en los orbitales 3d. Sus valores posibles son números enteros entre “l” y “-l”. Este dato es importante para explicar las superposiciones. y es menor entre los niveles superiores. Completado el orbital 4s con el calcio. incluyendo el cero.: n = 4) los orbitales s son los de menor energía. Tener en cuenta que la diferencia de energía entre dos niveles es importante entre los primeros niveles.- Los electrones apareados son menos activos (más estables) que los desapareados. y. La energía de cada tipo de orbital en un nivel dado. 31 . luego los p. (Entre n=1 y n=2 hay un importante salto de energía. Del mismo modo que los electrones ubicados en los cinco orbitales d. Entre los subniveles también hay diferencias de energía: en un mismo nivel (Ej. al ser éstos de menor energía que los primeros. p. es la misma independientemente de su orientación espacial. tienen la misma energía. y. Igual nombre llevan los elementos que repiten esta anomalía con los orbitales 4d.Este conjunto de 10 elementos.cantidad constante para cada átomo =nº atómico=Z . con movimiento mínimo.sin movimiento El neutrón hace que el núcleo sea pesado y posible. Todos los átomos de un elemento químico tienen una cantidad fija. La cantidad de protones nos da el número atómico (Z) de cada elemento químico. constante. que contiene la masa y la carga positiva del átomo.cantidad constante para cada átomo = nºatómico=Z .con masa unitaria (1 uma) .- Al realizar las configuraciones electrónicas de los elementos debemos tener en cuenta estas anomalías. Todos los átomos del elemento 26 (hierro) tendrán siempre 26 protones. El electrón es una partícula orbital con masa tan ínfima que no se la considera . Está ocupada por los electrones. 5d y 6d. por los choques entre sí y la repulsión entre sus cargas negativas. interponiéndose entre los protones evita que las cargas positivas se repelan y puedan estar comprimidas en el núcleo. formado por partículas más pequeñas todavía: las partículas subatómicas (protón. se llama elementos de transición. electrón). permanente e impredecible movimiento El electrón es una partícula ondulatoria. Podemos ayudarnos: -con tablas o diagramas de los niveles relativos de energía de los orbitales atómicos -partir de la configuración electrónica del gas noble o inerte que antecede al elemento -tener en cuenta el principio de máxima multiplicidad o Regla de Hund (máxima cantidad posible de orbitales semillenos). El electrón hace que el átomo sea negativo. Mediante los electrones más alejados del 32 . que se organizan en dos zonas: una central (el núcleo atómico) y otra periférica (los orbitales atómicos).con activo. neutrón. sino el promedio de los pesos de los isótopos de cada elemento (considerando la abundancia relativa de cada uno en la naturaleza). Es una zona muy pequeña y densa. Por eso en la tabla periódica vemos que los pesos atómicos no son números enteros.con carga eléctrica positiva unitaria (1 cuanto) . y reactivo. partículas de masa insignificante. El protón es una partícula nuclear.sin carga eléctrica (eléctricamente neutro) .cantidad variable (igual o próxima a Z) . Presenta movimientos de rotación sobre sí mismo y de traslación cambiando permanentemente de dirección y velocidad. Su cantidad en cada tipo de átomos es variable dando lugar a la existencia de isótopos: átomos del mismo elemento químico (el mismo nº atómico) pero con diferente peso atómico. El núcleo del átomo se encuentra en posición central. quizá el primero y más pequeño de la naturaleza. que incorporan electrones en orbitales del nivel 3 (d) después de haberlo hecho en el nivel 4 (s).sin movimiento El protón hace que el núcleo sea pesado y positivo. comprimidas en un espacio reducido ocupado por protones y neutrones. Todos los átomos del elemento 1 (hidrógeno) tendrán siempre 1 protón. carga negativa y gran movimiento permanente e impredecible. El neutrón es una partícula nuclear – con masa unitaria (1 uma) . dinámico. La zona orbital se extiende alrededor del núcleo y es miles de veces más grande que éste.con carga eléctrica negativa unitaria (1 cuanto) . TEORÍA ATÓMICA ACTUAL El átomo es un sistema organizado. de protones. ........ bromo... y.. no tiene carga eléctrica neta. pues no se pierden partículas positivas.. y su carga neta será ahora de – 1.núcleo los átomos se relacionan entre sí formando enlaces o uniones químicas que originan las moléculas (recordemos que las sustancias existen como moléculas). pues mientras los primeros pierden electrones y se transforman en cationes... sino equilibrio entre las positivas y las negativas (entre protones y electrones). y los no metales del grupo VII (halógenos) y del grupo VI (oxígeno y azufre).). El átomo que gana un electrón está agregando una carga negativa a su sistema. Los átomos que forman iones son ejemplos de elementos muy reactivos como los metales alcalinos del grupo I.. y es atraído por el ánodo o polo positivo (anión: el que va al ánodo). Su nombre se debe a que es atraído por el polo negativo o cátodo (catión: el que va al cátodo). sodio.... Neutro no significa ausencia de carga eléctrica.. Hay otros 33 .Na+ y un electrón libre que pasa a otro átomo Átomo de Catión Sodio Sodio Na Na+ +e- El catión es un átomo o un grupo de átomos que tiene carga neta positiva (una o más).. en general.). Por esto todo átomo es eléctricamente neutro. porque la cantidad y magnitud de las cargas positivas y negativas son iguales....... cloro.. La posición del electrón en el átomo depende de fuerzas opuestas: Unas que lo atraen hacia el núcleo (atracción entre cargas eléctricas opuestas) Otras que tienden a alejarlo del núcleo (energía cinética. Es típico de los halógenos o elementos del grupo VII (flúor....gana un electrón. Estamos comprobando que estos metales y no metales no reaccionan en el mismo sentido. Ejemplo: Na.. de los no metales como el oxígeno o el azufre....Esto ocurre con facilidad en los elementos del grupo I (litio.. dejan de estar equilibrados eléctricamente....pierde un electrón.. fuerzas de atracción de otros átomos cercanos)..... Recordemos que los átomos son sistemas eléctricamente neutros. y esa cantidad es la que determina el nº atómico del elemento: Z. Ambos átomos dejan de ser neutros.. Ejemplo: Cl. Cl- El anión es un átomo o un grupo de átomos con carga neta negativa (una o más)....... La cantidad de electrones de un átomo es igual a la cantidad de protones. entonces las partí culas que han perdido o ganado electrones no son átomos: se llaman iones (ion significa: el que va) Un átomo que pierde un electrón queda con un protón desequilibrado y su carga eléctrica neta será +1. ¿Qué ocurre en este caso que un átomo pierde un electrón y que otro átomo gana un electrón? Se están perdiendo o ganando partículas con carga eléctrica negativa. los segundos ganan electrones formando aniones..... potasio..Cl- Átomo de Anión Cloro Cloruro Cl+e.. Los períodos cuarto y quinto son largos. de la configuración electrónica de cada átomo. Un nuevo electrón que se agregue. especialmente en los elementos más representativos. tiene un solo electrón que se ubica en el orbital 1s. Pero también hay grupos de átomos que presentan características comunes. Vamos a concentrar nuestro estudio en ellos. y también los hay que no reaccionan nunca en ningún sentido (estabilidad o inercia química). Pero siempre teniendo en cuenta que cada elemento es particular y que su estudio en profundidad escapa totalmente a los objetivos de nuestro curso. están formados por 18 elementos cada uno. Las propiedades de los integrantes de una fila van cambiando permanentemente a medida que agregan electrones en el último nivel. Lo mismo sucede con el elemento nitrógeno N. Z=6 (1s2 2s22px2py). Un electrón más completa uno de los orbitales p en el oxígeno. en la capa electrónica final.elementos que pierden o ganan electrones con dificultad. en determinado sentido y con una intensidad característica. La reactividad es una propiedad intensiva y depende de su naturaleza química. El elemento hidrógeno. H. Si se adiciona un electrón se completa el orbital 1s con dos electrones (1s2). porque cada uno tiene su propia cantidad de electrones y su propia configuración electrónica: una organización particular. Con la adición de un nuevo electrón se completa el último orbital p y también se completa el segundo nivel electrónico. notaremos que cada elemento tiene un electrón más que el anterior. B Z=5 (1s2 2s22px). Habrá tantos comportamientos particulares como átomos distintos. Z=1. Este es el nivel o capa de relación y de valencia. sino que se ubica en uno de los orbitales p vacíos 2py (Regla de Hund: no se completa un orbital mientras no haya por lo menos un electrón en cada uno de los orbitales de igual energía): carbono C. al enfrentarse con otras sustancias en diversas condiciones. otros que no lo hacen pero reaccionan de otras maneras. De igual manera se produce el llenado de los orbitales 3s (2 elementos) y 3 p (6 elementos) resultando el tercer período. O Z=8. no puede completar el orbital 2p x. En primer lugar encontramos al elemento Litio Z=3 (1s2 2s1). que es corto y corresponde al llenado de los orbitales 2s (2 elementos) y 2p (6 elementos). correspondiendo la siguiente secuencia de llenado de orbitales: 34 . Ne Z= 10. única. He Z=2. para estudiar las principales formas de reaccionar de manera general y simple. que corresponde al elemento helio. Estos ocho elementos constituyen el segundo período de la tabla periódica. en el segundo gas inerte neón. Si vemos en una fila o período la configuración electrónica de los elementos que la forman. Z=7(1s2 2s22px2py2pz). (1s2 2s22px 22py 22pz 2). (1s2 2s22px 22py 22pz). la más alejada del núcleo. que es muy corto y corresponde al llenado del orbital 1s Agregando un nuevo electrón se ubica en el segundo nivel el orbital 2s. (1s2 2s22px 22py2pz. También vemos que hay filas o períodos y columnas o grupos. F Z=9. por tener la misma cantidad de electrones en su capa de relación y valencia. con un nuevo electrón obtenemos el elemento Berilio Z=4 (1s2 2s2). Cada elemento tiene su propia forma de reaccionar. con un electrón más se completa un segundo orbital p en el flúor. también corto formado por ocho elementos. La adición de un quinto electrón se realiza en uno de los orbitales 2p y corresponde al elemento boro. afianzando conceptos básicos y reglas comunes que facilitan el estudio inicial. En la tabla periódica de los elementos químicos encontramos que se los ha ubicado en orden creciente de sus números atómicos. y especialmente de la cantidad de electrones que el átomo tiene en el último nivel. Estos dos elementos constituyen el primer período de la tabla periódica. En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el número atómico. el radio iónico. el color F (gas amarillo verdoso). Cuarto período. Siempre se les asigna un valor positivo. luego los orbitales 3d (10 elementos) que constituyen la primera serie de los elementos de transición y finalmente los orbitales 4p (6 elementos) Quinto período: orbital 5s (2 elementos). I sólido (negro púrpura). constituyendo los grupos.de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado fundamental y obtener un ion mono positivo gaseoso en su estado fundamental más un electrón sin energía cinética. Br (líquido rojo). quedando encolumnados los elementos que presentan propiedades químicas semejantes. energía desprendida por un ion gaseoso que recibe un electrón y pasa a átomos gaseosos. aunque el radio iónico de los elementos metálicos es menor que su radio atómico. En una familia disminuye con el número atómico y en un período aumenta con el número atómico. se refleja en la periodicidad de las propiedades de los elementos y sus compuestos. GRUPO ES EL CONJUNTO DE ELEMENTOS UBICADOS EN UNA COLUMNA PERÍODO ES EL CONJUNTO DE ELEMENTOS UBICADOS EN UNA FILA HORIZONTAL DE LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA PROPIEDADES PERIÓDICAS Radio atómico Es la distancia de los electrones más externos al núcleo. ya que la masa atómica crece más que el volumen atómico. orbitales 4 d (10 elementos): segunda serie de los elementos de transición y orbitales 5p (6 elementos). Afinidad electrónica La electro afinidad.dentro de un grupo Sistema periódico. el lumen y el radio atómico. Esta periodicidad de las estructuras electrónicas. Esta distancia se mide en Angstrom (A = 10-8). Potencial de ionización: Energía necesaria para arrancar una e. Dentro de una familia. El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización sirve para predecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalente 35 . es igual el valor al potencial de ionización y disminuye al aumentar el número atómico de los miembros de una familia. f y d. Cl (gas verde). primero se llena el orbital 4s (2 elementos). Los períodos sexto y séptimo son largos y corresponden al llenado de orbitales s. La electronegatividad es la tendencia de un átomo a captar electrones. por tratarse de una reacción endotérmica. el aumento del número de electrones tiende a reducir el potencial de ionización debido a los efectos combinados del tamaño y de efecto pantalla. a medida que aumenta el número atómico de los miembros de una familia aumenta la densidad. Al descender en un grupo. En principio. la energía de ionización sea cada vez mayor. la tendencia que cabria esperar es que al aumentar la carga nuclear efectiva y no aumentar apenas el radio atómico. el carácter metálico. se obtienen átomos más voluminosos en los que los electrones están menos retenidos. por lo que el potencial de ionización decrecerá. Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado. será muy electronegativo. Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan a lo largo de los periodos a medida que aumenta el Z y de abajo a arriba dentro de cada grupo. Cuanto mayor sea.Energía de ionización Tendencia del elemento Tipo de compuesto Perder electrones y dar iones Baja Iónicos positivos Elevada Compartir electrones Covalentes Ganar electrones y dar iones Muy elevada Iónicos negativos Electronegatividad Mide la tendencia de un átomo de atraer hacia sí electrones. cuando está químicamente combinado con otro átomo. han sido determinados en una escala arbitraria. 36 . atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas. mayor será su capacidad para atraerlos. denominada escala de Pauling. Sus valores. tiene una electronegatividad de 0. el elemento más electronegativo.7. basados en datos termoquímicos. El elemento menos electronegativo. el cesio. Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor. La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad. EJERCITACIÓN 1) Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: i. Si posee propiedades de conducción eléctrica 3) Un ion bivalente positivo posee 18 electrones y A = 41. 4) Los elementos con símbolos genéricos V. potencial de ionización y carácter metálico 2) Dada la especie X con Z=26 y A=56 Indique i) ¿Cuántos protones. Y y Z responden a las siguientes características: V: configuración electrónica 1s22s22p63s23p64s1 W: pertenece al 2 do período grupo III A. 1s22s22p4 Indicar: a) Grupo y período al que pertenecen los elementos b) Número de protones c) Indicar si la electronegatividad. ir) escriba la configuración electrónica correspondiente. X: Z= 54 Y: configuración electrónica 1s22s22p63s23p5 Z: es un alcalino térreo del cuarto período. neutrones y electrones posee?. a) Cuántos neutrones. W. protones y electrones tienen el átomo neutro y el ion? b) Escriba la configuración electrónica del átomo neutro e indique en que grupo y período se encuentra en la tabla periódica c) Dar la fórmula química del compuesto que forma con el oxígeno e indicar: i) si conducirá la corriente eléctrica. ii) en qué estado de agregación se encuentra a temperatura ambiente y 1 atm de presión. 1s22s22p63s1 ii. X. 37 . oí) Indique si tendrá o no propiedades metálicas. En la visión simplificada del denominado enlace covalente. cristales. Los enlaces varían ampliamente en su fuerza. el electrón de enlace no es compartido. En este tipo de enlace. Las moléculas. y que el otro asuma una carga neta negativa. pero más sencillas en su descripción del enlace químico. Estos electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor energía (más cerca al núcleo debido a la alta carga nuclear efectiva) de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos. uno o más electrones son compartidos inequitativamente entre dos núcleos. y gases biatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea. los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas positivas de ambos núcleos. la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos. En general. 38 . y que los electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente. que determinan la estructura de la materia. los químicos suelen apoyarse en la mecánica cuántica o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas. aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio relativamente fija. el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes. Ahí. Generalmente. el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos. un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace el otro núcleo. Sin embargo. y que confiere estabilidad a los compuestos químicos biatómicos y poli atómicos. el enlace covalente y el enlace iónico suelen ser descritos como "fuertes". Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan mutuamente. Entonces. en la práctica. en vez de sólo su propio núcleo. Teniendo en cuenta que las cargas opuestas se atraen. el orbital atómico más externo de un átomo tiene un lugar libre que permite la adición de uno o más electrones. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la electrodinámica cuántica. uno o más electrones (frecuentemente un par de electrones) son llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. mientras que el enlace de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals son consideradas como "débiles". el enlace resulta de la atracción electrostática entre los átomos. y que los protones en el núcleo lo están positivamente. En resumen. sino que es transferido. En una visión simplificada de un enlace iónico. En un enlace covalente polar.UNIDAD N°3 UNIONES QUÍMICAS INTRODUCCIÓN Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas.están unidos por enlaces químicos. Esta transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta positiva. y los átomos se constituyen en ((iones)) de carga positiva o negativa. que en otro lugar del espacio. En consecuencia. La electrostática es usada para describir polaridades de enlace y los efectos que ejerce en las sustancias químicas. que en contacto inmediato es excesivamente grande. La teoría de Lewis El químico estadounidense Gilbert Newton Lewis (1875-1946) advirtió que el enlace químico entre átomos no podía explicarse como debido a un intercambio de electrones. por ejemplo. al formar la molécula de yodo pasan a tener ocho por compartir un par de electrones 39 . y el método de combinación lineal de orbitales atómicos dentro de la teoría de los orbitales moleculares. que incluye la hibridación de orbitales y la resonancia. la formación de la molécula de yodo I 2: Ambos átomos. algunas reglas de simplificación les permiten a los químicos predecir la fuerza de enlace. donde los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza". "átomos pegados unos a otros por reposo". La regla del octeto y la (TREPEV) teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia]] son dos ejemplos. a distancias pequeñas desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las partículas. por ejemplo. conocida también como teoría del octeto por ser éste el número de electrones externos característicos de los gases nobles. en la práctica. Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tan tempranas como en el siglo XII. las ideas válidas para el enlace iónico no eran útiles para explicar de una forma general el enlace entre átomos. en boga en aquel tiempo. Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica. de cómo los átomos se podía unir unos a otros. pero. Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de su cohesión que: Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza. "átomos enganchados". Isaac Newton esbozó su teoría de enlace atómico. se suponía que ciertos tipos de especies químicas estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química. Específicamente. como la teoría del enlace de valencia. En 1704. En las propias palabras de Lewis: Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno simplemente o exclusivamente. que individualmente considerados tienen siete electrones en su capa externa. o "unidos por movimientos conspirantes". después de investigar varias teorías populares. Las teorías más sofisticadas. Este tipo de configuración de capas completas se corresponde con las condiciones de mínima energía o máxima estabilidad características de la situación de enlace. La teoría de Lewis. que incluye a la teoría del campo de los ligantes. puede explicar. Dos átomos iguales intercambiando electrones no alterarían sus configuraciones electrónicas. Por este procedimiento los átomos enlazados alcanzaban la configuración electrónica de los gases nobles más cercanos en la tabla periódica. direccionalidad y [polaridad (química)] de los enlaces. Sugirió entonces que este tipo de enlace químico se formaba por la posibilidad de compartir uno o más pares de electrones o pares de enlace. en "Query 31" de su Opticks. Tal es el caso de la molécula de oxígeno O2: para cuya formación se comparten dos pares de electrones. En la molécula de nitrógeno N2sucede algo semejante. también llamada valencia química. la configuración electrónica de la capa externa condiciona dicha capacidad y es la responsable del tipo de combinaciones químicas que un determinado elemento puede presentar. relacionados con la capacidad de enlace de cada uno de ellos. sólo que en este caso se han de compartir tres pares de electrones para alcanzar el octeto. NH4+. 40 . con la formación consiguiente de un triple enlace: Esta explicación puede extenderse al caso de las moléculas formadas por átomos de elementos no metálicos diferentes entre sí. Según la teoría de Lewis. NH 3. Los subíndices que aparecen en las fórmulas químicas de compuestos covalentes expresan el número de átomos que se combina para formar una molécula y están. H2O o CO2 por ejemplo: Lewis contempló la posibilidad extrema de que los pares electrónicos de enlace fueran aportados por un sólo átomo. por tanto. En este caso se forma un enlace covalente múltiple. Existen moléculas cuya formación exige compartir más de un par de electrones. Tal es el caso de ion. tales como HCl. en el cual el átomo de nitrógeno aporta el par de electrones al enlace con el ion H+: Este tipo de enlace covalente se denomina coordinado o dativo. Representado cada par de electrones mediante una línea resulta: que indica más claramente la formación de un doble enlace. La teoría del enlace de valencia La formación del enlace covalente simple tiene lugar cuando los orbitales correspondientes a dos electrones desapareados de átomos diferentes se superponen o solapan, dando lugar a una región común en la cual los dos electrones con espines opuestos, tal y como exige el principio de exclusión de Pauli, ocupan un mismo orbital. Ese par compartido constituye el elemento de enlace entre los dos átomos. Así, por ejemplo, cuando dos átomos de H se aproximan suficientemente, existe una disposición en la cual sus nubes electrónicas están parcialmente solapadas y para la que la energía potencial del conjunto es mínima, constituyendo, pues, una situación de enlace. En términos electrónicos puede afirmarse que el orbital 1 s de cada átomo de hidrógeno, semiocupado por su electrón correspondiente, es completado por el electrón del otro átomo de hidrógeno. Los dos electrones con espines opuestos de este par, son atraídos entonces por cada uno de los núcleos, constituyendo el par de enlace. La existencia de este par común es lo que determina que los núcleos estén ligados entre sí con las limitaciones que, en cuanto a proximidad, imponen las fuerzas de repulsión nuclear. Enlaces en fórmulas químicas La tridimensionalidad de los átomos y moléculas hace difícil el uso de una sola técnica para indicar los orbitales y enlaces. En la fórmula molecular, los enlaces químicos (orbitales enlazantes) entre átomos están indicados por varios métodos diferentes de acuerdo al tipo de discusión. Algunas veces, se desprecian completamente. Por ejemplo, en química orgánica, la fórmula molecular del etanol (un compuesto en bebidas alcohólicas) puede ser escrito en papel como isómeros conformacionales, tridimensional, completamente bidimensional (indicando cada enlace con direcciones no tridimensionales), bidimensional comprimida (CH3–CH2–OH), separando el grupo funcional del resto de la molécula (C2H5OH), o sus constituyentes atómicos (C2H6O), de acuerdo a lo que se esté discutiendo. Algunas veces, incluso se marcan los electrones no enlazantes de la capa de valencia (con las direcciones aproximadas bidimensionalmente, estructura de Lewis). Algunos químicos pueden también representar los orbitales respectivos. Estos enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que mantienen a los átomos unidos en las moléculas. En la visión simplista del enlace localizado, el número de electrones que participan en un enlace (o están localizados en un orbital enlazante), es típicamente un número par de dos, cuatro, o seis, respectivamente. Los números pares son comunes porque las moléculas suelen tener estados energéticos más bajos si los electrones están apareados. Teorías de enlace sustancialmente más avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un número entero, dependiendo de la distribución de los electrones a cada átomo involucrado en un enlace. Por ejemplo, los átomos de carbono en el benceno están conectados a los vecinos inmediatos con una fuerza aproximada de 1.5, y los dos átomos en el óxido nítrico, NO, están conectados con aproximadamente 2.5. El enlace cuádruple también son bien conocidos. El tipo de enlace fuerte depende de la diferencia en electronegatividad y la distribución de los orbitales electrónicos disponibles a los átomos que se enlazan. A mayor diferencia en electronegatividad, con mayor fuerza será un electrón atraído a un átomo particular involucrado en el enlace, y más propiedades "iónicas" tendrá el enlace ("iónico" significa que los electrones del enlace están compartidos inequitativamente). A menor 41 diferencia de electronegatividad, mayores propiedades covalentes (compartición completa) del enlace. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra, por lo que el enlace se puede llamar no polar. Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres tipos de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro tipos de electrones. Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. En la molécula de H2 el enlace es covalente apolar y simple Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo. Enlace covalente El enlace covalente polar es intermediado en su carácter entre un enlace covalente y un enlace iónico. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra. Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres pares de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares de electrones. Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo. En otras palabras, el enlace covalente es la unión entre átomos en donde se da un compartimiento de electrones, los átomos que forman este tipo de enlace son de carácter no metálico. Las moléculas que se forman con átomos iguales (mononucleares) presentan un enlace covalente pero en donde la diferencia de electronegatividades es nula. Se presenta entre los elementos con poca diferencia de electronegatividad (< 1.7), es decir cercanos en 42 la tabla periódica o bien, entre el mismo elemento para formar moléculas biatómicas. Enlace iónico o Electrovalente El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad. No hay un valor preciso que distinga la ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad, pero una diferencia sobre 2.0 suele ser iónica, y una diferencia menor a 1.5 suele ser covalente. En palabras más sencillas, un enlace iónico es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro menos electronegativo.3 El enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos. Las cargas iónicas suelen estar entre -3e a +3e. Se presenta entre los elementos con gran diferencia de electronegatividad (>1.7), es decir alejados de la tabla periódica: entre metales y no metales. Los compuestos que se forman son sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. Se da por TRANSFERENCIA de electrones: un átomo PIERDE y el otro 'GANA' electrones Se forman iones (cationes y aniones) Enlace covalente coordinado El enlace covalente coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un tipo de enlace covalente, en el que los electrones de enlace se originan sólo en uno de los átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente. Se suelen representar por flechas, para diferenciarlos de otros enlaces. La flecha muestra su cabeza dirigida al aceptor de electrones o ácido de Lewis, y la cola a la base de Lewis. Este tipo de enlace se ve en el ion amonio. 43 44 . el átomo de hidrógeno está más cerca a ser compartido entre los átomos donante y el receptor. se tienen las propiedades metálicas de conductividad. iones o átomos que de otro modo no estarían asociados. los electrones de enlace están deslocalizados en una estructura de átomos. esto define algunas de sus características físicas (como el punto de fusión) de una sustancia. y fluoruro de hidrógeno. En contraste. Debido a la deslocalización o el libre movimiento de los electrones. Frecuentemente. ENLACES INTERMOLECULARES Fuerzas de van der Waals.Enlace metálico En un enlace metálico. Dipolo permanente a dipolo permanente Una gran diferencia de electronegatividad entre dos átomos enlazados fuertemente en una molécula ocasiona la formación de un dipolo (un par positivo-negativo de cargas eléctricas parciales permanentes). ductilidad y dureza. comparado con sus contrapartes más pesadas en el mismo grupo de la tabla periódica. la ubicación de los electrones enlazantes y sus cargas es estática. en un enlace 3-c 2-e. Hay cuatro tipos básicos de enlaces que se pueden formar entre dos o más moléculas. Los enlaces de hidrógeno explican el punto de ebullición relativamente alto de los líquidos como el agua. amoníaco. Enlace de hidrógeno En alguna forma este es un ejemplo de un dipolo permanente especialmente fuerte. en los compuestos iónicos. Sin embargo. en el enlace de hidrógeno. Los dipolos se atraen o repelen unos a otros. Las fuerzas intermoleculares originan que las moléculas se atraigan o repelan unas a otras. 1 d-6.2 e-7. De esto podemos deducir que el número de electrones de valencia del Cloro. Los dos átomos se estarán atrayendo por un instante. estableciendo otro dipolo (dipolo inducido).2.1 45 . S (6). EJERCITACIÓN 1. La formación de enlaces puede ser descripta por la regla del octeto. Este dipolo. CaH2. Dados los siguientes elementos y sus electrones de valencia: I (7). pero también las más ubicuas. puede atraer o repeler a los electrones en los átomos de helio vecinos. o fuerzas de London.6. Dipolo instantáneo a dipolo inducido (van der Waals) Los dipolos instantáneos a dipolo inducido. Imagine el átomo de helio: en cualquier instante. con su carga ligeramente desbalanceada. de otro modo sería neutral) puede estar ligeramente desbalanceada. CaO. Oxígeno e Hidrógeno es respectivamente: a-7.6. son las interacciones más débiles.1 c-6. podemos decir que el compuesto que no cumple con la regla mencionada es: a-S2 b-I 2 c-I6S d-I2O e-O2 3.1 b-6.6. con momentáneamente más carga negativa en un lado que en el otro. O (6). entre todas las sustancias químicas.2. la nube electrónica alrededor del átomo (que. Esto es a lo que se refiere como un dipolo instantáneo. Indica qué tipo de enlace se establecerá entre los siguientes elementos: a) litio y flúor b) berilio y oxígeno c) cloro y cloro d) plomo y plomo e) cloro y azufre 2.El Ca tiene dos electrones de valencia y forma los siguientes compuestos: CaCl2. antes que la carga se rebalancee y los átomos se muevan. es un caso de: a-Covalencia simple b-Covalencia doble c-Covalencia dativa d-Electrovalencia e-Covalencia coordinada 46 . Plata 2. Diga cuál de las siguientes moléculas presenta mayor carácter polar: (Consultar con los valores de electronegatividad en la Tabla Periódica) a-N2 b-H2 c-H2O d-ClH e-FH 7. Cuando dos elementos se unen aportando cada uno dos electrones.Insoluble en agua y muy duro D. En relación a los compuestos formados por enlace covalentes.Constituyen moléculas C. 4. Relaciona las propiedades de la columna izquierda con los elementos de la derecha: 1. Bromuro de potasio 4. diga cuál afirmación es falsa: a-Son gaseosos y muy volátiles b-Son compuestos cristalinos c-Son moléculas d-Son insolubles en solventes orgánicos e-Ninguna es correcta 6. Cloruro de hidrógeno 5.Conductor de la corriente eléctrica A. Diamante 3.Soluble en agua y muy duro B. En su molécula el átomo de carbono es el átomo central.8. ¿cuántos pares de electrones son compartidos en este enlace? 47 . CO2 es un gas que se forma en la combustión y la respiración de los seres vivos. encontrándose unido a dos átomos de oxígeno. El dióxido de carbono. UNIDAD 4 EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA COMPUESTOS QUÍMICOS Los elementos químicos se combinan entre sí para formar diferentes compuestos químicos COMPUESTOS QUÍMCOS Compuestos que contienen Carbono a INORGÁNICOS ORGÁNICOS excepción del monóxido de Carbono. Dióxido de Carbono y Carbonatos De acuerdo a la cantidad de elementos químicos que los constituyen pueden ser COMPUESTOS BINARIOS COMPUESTOS TERNARIOS COMPUESOS CUATERNARIOS Formados por dos elementos Formados por tres elementos Formados por cuatro elementos químicos químicos químicos a-ÓXIDOS a-SALES ÁCIDAS a-HIDRÓXIDOS b-HIDRUROS b-SALES BÁSICAS b-ÓXOÁCIDOS c-SALES DE c-SALES MIXTAS c-OXOSALES HIDRÁCIDOS 48 . COMPUESTOS BINARIOS ÓXIDOS: OXÍGENO + X ELEMENTO QUÍMICO HIDRUROS: HIDRÓGENO + X ELEMENTO QUÍMICO ÓXIDOS ÓXIDOS SAL DE HIDRÁCIDO HIDRUROS HIDRUROS NO BÁSICOS ÁCIDOS METÁLICOS METÁLICOS METAL + NO METAL + NO METAL + METAL(menos O e H) METAL+ NO METAL + OXÍGENO OXÍGENO HIDRÓGENO HIDRÓGENO DEFINICIONES IMPORTANTES VALENCIA: capacidad de combinarse que tiene un elemento químico NÚMERO DE VALENCIA: Número de electrones que el átomo cede. Grupos I y II: valencia 2 Grupo III: valencia 3 Grupo IV: valencia 4 Grupo V: valencia 5 y 3 Grupo VI: valencia 6 y 4 Grupo VII: 7. 5. gana o comparte en una unión química NÚMERO DE OXIDACIÓN: o estado de oxidación es un número que indica la carga eléctrica que tiene un átomo en un compuesto químico REGLAS PARA DEDUCIR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN El número de oxidación de las sustancias simples es cero (0) El número de oxidación de los iones es igual a la carga del ión El número de oxidación del H combinado es +1 ( a excepción de los hidruros donde el H tiene número de oxidación -1) El número de oxidación del O combinado es -2 ( a excepción del O en peróxidos en los que el O tiene número de oxidación -1) La suma de los números de oxidación de los átomos que forman una molécula neutra es 0 REGLAS PARA DEDUCIR EL NÚMERO DE VALENCIA El número de valencia máximo de los elementos representativos se puede deducir del número del grupo al que pertenecen los elementos. 3 y 1 49 . en la segunda. Óxido de Aluminio (III). También llamada nomenclatura por numerales de stock Se nombra el óxido básico como: OXIDO DE…..NOMBRE DEL METAL. la tradicional. la nomenclatura sistemática (primero) y de Stock (después) y en la tercera.SUFIJO OSO ( PbO. óxido de Calcio) Si el metal tiene dos valencias: Con la menor valencia ÓXIDO………. FÓRMULA SISTEMÁTICA/STOCK TRADICIONAL BaO (mon)óxido de bario óxido de bario óxido de bario Na2O (mon)óxido de disodio óxido de sodio óxido de sodio Al2O3 trióxido de dialuminio óxido de aluminio óxido de aluminio CoO (mon)óxido de cobalto óxido cobaltoso óxido de cobalto (II) CuO (mon)óxido de cobre óxido cúprico óxido de cobre (II) Cu2O óxido de dicobre óxido cuproso óxido de cobre (I) 50 . VALENCIA DEL METAL EN EL ÓXIDO Ejemplos: Óxido de sodio (I). óxido plúmbico) ÓXIDOS Ejemplos: En la primera columna escribiremos la fórmula. óxido plumboso) Con la mayor valencia ÓXIDO……….…. Óxido de Plomo (IV) 2-Nomenclatura antigua o clásica Si el metal tiene una sola valencia: ÓXIDO DE……METAL (CaO.. COMPUESTOS BINARIOS ÓXIDOS ÓXIDOS BÁSICOS: OXÍGENO + METAL NOMENCLATURA 1-De acuerdo a la International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC).SUFIJO ICO (PbO2. Óxido de Magnesio (II). Se nombran con la palabra genérica hidruro seguida del nombre del metal correspondiente en genitivo o adjetivado. En los hidruros metálicos. Se utilizan prefijos numerales para indicar el número de átomos de hidrógeno. se coloca a la derecha. Ejemplos: Hidruro de Sodio: NaH Hidruro de Calcio: CaH2 Nomenclatura: Se denominan como hidruro de. Ejemplos FÓRMULA SISTEMÁTICA/STOCK TRADICIONAL NaH (mono)hidruro de sodio hidruro sódico hidruro sódico KH (mono)hidruro de potasio hidruro potásico hidruro de potasio CaH2 dihidruro de calcio hidruro cálcico 51 . ÓXIDOS ÁCIDOS: OXÍGENO + NO METAL Ejemplos FÓRMULA SISTEMÁTICA/STOCK TRADICIONAL Cl2O (mon)óxido de dicloro anhídrido hipocloroso óxido de cloro (I) Cl2O3 trióxido de dicloro anhídrido cloroso óxido de cloro (III) Cl2O5 pentaóxido de dicloro anhídrido clórico óxido de cloro (V) Cl2O7 heptóxido de dicloro anhídrido perclórico óxido de cloro (VII) SO (mon)óxido de azufre anhídrido hiposulfuroso óxido de azufre (II) SO2 dióxido de azufre anhídrido sulfuroso óxido de azufre (IV) SO3 trióxido de azufre anhídrido sulfúrico óxido de azufre (VI) HIDRUROS METÁLICOS: HIDRÓGENO + METAL En estos compuestos el hidrógeno actúa con valencia -1. seguidos por el nombre del metal. por ser más electronegativo que los metales. El hidrógeno. el metal actúa con su menor valencia. Todos estos compuestos tienen nombres especiales admitidos por la IUPAC. 52 . EN DISOLUCIÓN FÓRMULA SISTEMÁTICA ACUOSA HF fluoruro de hidrógeno ácido fluorhídrico HCl cloruro de hidrógeno ácido clorhídrico HBr bromuro de hidrógeno ácido bromhídrico HI yoduro de hidrógeno ácido yodhídrico H2 S sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídrico El no metal se encuentra siempre con la menor valencia. El hidrógeno. el símbolo del hidrógeno se coloca a la derecha. Se nombran con la palabra genérica hidruro seguida del nombre del semimetal correspondiente en genitivo. As. ahora se escribe a la izquierda. Si. por tanto. Los haluros de hidrógeno en disoluciones acuosas dan disoluciones ácidas y reciben el nombre de ácidos hidrácidos. Se omite el prefijo mono. Se utilizan prefijos numerales para indicar el número de los átomos de hidrógeno y del semimetal presentes en el compuesto. En la fórmula de estos compuestos. Sb. y B. hay un átomo de Plomo y dos átomos de oxígeno. Ejemplos FÓRMULA SISTEMÁTICA NOMBRE COMÚN NH3 trihidruro de nitrógeno Amoniaco PH3 trihidruro de fósforo Fosfina AsH3 trihidruro de arsénico Arsina LAS ECUACIONES QUÍMICAS Es necesario aclarar que en las fórmulas químicas los subíndices indican el número de átomos que integran una molécula. Estos compuestos están unidos por enlaces covalentes poco polares y se diferencian de los ácidos hidrácidos en que sus disoluciones acuosas no tienen propiedades ácidas. Ejemplos: En la molécula del PbO2(óxido de Pb (IV). que son los más utilizados por los químicos y que aparecen preferentemente en la bibliografía. hidruro de calcio HIDRUROS NO METÁLICOS: HIDRÓGENO+ NO METAL El hidrógeno actúa en estos compuestos con valencia +1 y los no metales con sus respectivas valencias negativas. Los elementos que forman estos compuestos son: N. P. Se nombran añadiendo el sufijo uro al elemento más electronegativo (el no metal). C. A+B C+D Para escribir una ecuación química correctamente. de valencia -1. El grupo hidróxido se coloca siempre a la derecha por ser más electronegativo que el metal. las sustancias que reaccionan (reactivos A y B) del lado izquierdo de la ecuación con una flecha apuntando a las sustancias que se forman al lado derecho de la ecuación (productos C y D). se utiliza la notación de Stock. Estos compuestos se llaman hidróxidos (o bases) por el carácter básico de sus disoluciones acuosas. se nombran con la palabra genérica hidróxido seguida del metal correspondiente en genitivo. Ejemplo 2 H2 + O2 2 H2O COMPUESTOS TERNARIOS Hidróxidos: Óxido básico + Agua= Hidróxidos GRUPO FUNCIONAL CARACTERÍSTICO DE LOS HIDRÓXIDOS: (OH). si el metal necesita especificar la valencia. unido a un metal. Según la IUPAC. Para escribir la ecuación química.En la molécula del B2O3 (Trióxido de di boro).ANIÓN OXHIDRILO Se entiende por grupo funcional a un átomo o grupo de átomos comunes a un tipo de sustancias que tienen propiedades similares Los hidróxidos se caracterizan por tener el grupo OH-. o sea los números escritos delante de una fórmula. FÓRMULA SISTEMÁTICA Fe(OH)2 hidróxido de hierro (II) Hg2(OH)2 hidróxido de mercurio (I) (Hg2+2 no simplificar) NaOH hidróxido de sodio Hg(OH)2 hidróxido de mercurio (II) Al(OH)3 hidróxido de aluminio KOH hidróxido de potasio Obtención de la fórmula de un hidróxido a-Por la ecuación de formación Na2O + H2O 2 Na(OH) 53 . En las ecuaciones químicas los coeficientes. hay dos átomos de Boro y tres de Oxígeno. el número de átomos del lado izquierdo de la ecuación química tiene que estar precisamente balanceada con los átomos de la derecha de la ecuación. indican el número de moléculas En una ecuación química podemos reconocer las sustancias reaccionantes o reactivos y los productos de reacción. llamado hidróxido. la suma da . e intercambiar (“cruzar”) los números de oxidación. b.1. Na+ y OH. agregando al catión suficientes OH. En el ejemplo hidróxido de Sodio Mg (OH)2 Hidróxido de Magnesio.Por escritura directa. NOMENCLATURA: Se nombran como los óxidos básicos. Cuando se encuentran en disolución acuosa. Sabiendo que el N actúa como N (+5). manganeso. y que un ácido se reconoce por la existencia de (H+).se obtiene Na(OH). molibdeno. un no metal y n. También puede tratarse al anión y H+ como en el caso de compuestos binarios. Pb (OH)2 Hidróxido plumboso. tecnecio. etc.y 1 H+ y por lo tanto HNO3 es el acido correspondiente al N+5. en general.como para que la suma de los números de oxidación sea cero. Co (OH)2 Hidróxido cobaltoso OXOÁCIDOS ÓXIDO ÁCIDO + AGUA=OXOÁCIDO GRUPO FUNCIONAL: H+ (CATIÓN HIDRÓGENO) Obtención de la fórmula de un oxoácido: a-Por la ecuación de formación N2O5 + H2O 2 HNO3 En el HNO3 el Nitrógeno actúa con estado de oxidación+5. cambiando la palabra óxido por la palabra hidróxido. y podemos incluir 1 H+ Entonces. Los ácidos oxoácidos son compuestos formados por: oxígeno-hidrógeno-no metal cuya fórmula general es: Hn Xm Op . N03. dejan protones en libertad. agregamos tantos O (-2 )como sea necesario para que la suma de los números de oxidación del anión sea negativa. X puede ser también un metal de transición de estado de oxidación elevado como cromo. m. 54 . p el número de átomos de cada uno de ellos. y así poder agregar H+ Para obtener la fórmula del ácido nítrico: El N tiene número de oxidación (+5). el 0xígeno con -2. b-Por escritura directa haciendo uso de los números de oxidación. la suma da +1 *Si agregamos 3 O(-2). el Hidrógeno con +1. *Si agregamos 1 O(-2) la suma da +3 *Si agregamos 2 O(-2).donde X representa. Ejemplos SISTEMÁTICA/SIST. Hay que sumar dos.. por lo que suele omitirse este prefijo. utilizando el nombre genérico de ácido y los prefijos y sufijos que indicamos a continuación. la forma ‘natural’ del ácido es la orto. orto --> Sumar dos moléculas de H2O al óxido correspondiente. en el caso del fósforo. antimonio y boro. Es decir. ÁCIDOS OXOÁCIDOS FORMULA SISTEMÁTICA/SIST. La IUPAC admite la nomenclatura tradicional de estos compuestos. FÓRMULA TRADICIONAL FUNCIONAL HClO oxoclorato (I) de hidrógeno ácido hipocloroso ácido oxoclórico HClO2 dioxoclorato (III) de hidrógeno ácido cloroso ácido dioxoclórico (III) HClO3 trioxoclorato (V) de hidrógeno ácido clórico trioxoclórico (V) HClO4 tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno ácido perclórico ácido teclaoxoclórico (VII) H2SO3 trioxosulfato (IV) de hidrógeno ácido sulfuroso trioxosulfúrico (IV) H2SO4 tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno ácido sulfúrico tetraoxosulfúrico (VI) H2CO3 trioxocarbonato (IV) de hidrógeno ácido carbónico trioxocarbónico (IV) PREFIJOS IMPORTANTES * ELEMENTOS CON VALENCIA PAR: meta --> Sumar una molécula de H2O al óxido correspondiente. FUNCIONAL TRADICIONAL H3PO4 tetraoxofosfato (V) de hidrógeno ácido fosfórico 55 . etc. tetra. etc. el ácido fosfórico es el ortofosfórico. di (piro). --> (Polímeros) --> Hacen referencia al grado de polimerización de los ácidos respectivos. Como norma.. piro (di) ->Sumar dos moléculas de H2O al óxido. cuatro. dando propiedades ácidas a las disoluciones. tri. orto --> Sumar tres moléculas de H2O al óxido. * ELEMENTOS CON VALENCIA IMPAR: meta --> Sumar una molécula de H2O al óxido. moléculas del óxido con una molécula de H2O. Cuando se quiera referir al ácido fosfórico ‘real’ se le llamará metafosfórico. arsénico. tres. nombrándose el primero con el sufijo uro según indicamos a continuación.y H+) A esta reacción se la denomina “ de neutralización” Se reemplazan los H+ del ácido por el catión metálico de la base o hidróxido. ácido tetraoxofosfórico (V) (ortofosfórico) P2O5 + 3H2O -> H3PO4 H3PO3 trioxofosfato (III) de hidrógeno ácido fosforoso ácido trioxofosfórico (III) (ortofosforoso) P2O3 + 3H2O--> H3PO3 ácido HPO3 trioxofosfato (V) de hidrógeno metafosfórico ácido trioxofosfórico (V) P2O5 + H2O -> HPO3 ácido HPO2 dioxofosfato (III) de hidrógeno metafosforoso ácido dioxofosfórico (III) P2O3 + H2O ->HPO2 SALES Hidróxido +Ácido= Sal + Agua Anión (OH-) + Catión (H+) . recordando las reglas del estado de oxidación SALES DE HIDRÁCIDOS Hidróxido + Hidrácido= Sal de Hidrácido + Agua El no metal es el elemento más electronegativo y se coloca a la derecha. FORMULA SISTEMÁTICA/STOCK TRADICIONAL LiF fluoruro de litio fluoruro de litio fluoruro de litio CaF2 difluoruro de calcio fluoruro de calcio fluoruro de calcio AlCl3 tricloruro de aluminio cloruro de aluminio cloruro de aluminio 56 .Sal (Anión + Catión) + agua (OH. formándose además agua en la reacción. pues queda suficientemente clara la nomenclatura del compuesto. tetraoxosulfato (VI) de potasio sulfato potásico + 1- KNO2 K NO2 dioxonitrato (III) de potasio nitrito potásico + 1- KNO3 K NO3 trioxonitrato (V) de potasio 57 . Al leer la fórmula el orden seguido es el inverso. Puede.. pues. No obstante. considerarse como compuestos binarios formados por un catión (proveniente de la base) y un anión (que proviene del ácido). se puede expresar con los prefijos multiplicativos bis. si se indica la valencia del metal no son precisos estos prefijos. OXOSALES Hidróxido + Oxoácido= Oxosal + Agua Son compuestos ternarios constituidos por un no metal. tris. oxígeno y metal. basta utilizar el nombre del anión correspondiente y añadirle el nombre del catión. Para nombrar las sales neutras. etc. Si el anión tiene subíndice. según hemos indicado anteriormente. SAL CATIÓN ANIÓN SISTEMÁTICA/TRADICIONAL + 1- NaClO Na ClO oxoclorato (I) de sodio hipoclorito sódico + 1- NaClO2 Na ClO2 dioxoclorato (III) de sodio clorito sódico + 1- NaClO3 Na ClO3 trioxoclorato (V) de sodio clorato sódico + 1- NaClO4 Na ClO4 tetraoxoclorato (VII) de sodio perclorato sódico + 2- K2SO3 K SO3 trioxosulfato (IV) de potasio sulfito potásico K2SO4 K+ SO42. En la fórmula se escribirá primero el catión y luego el anión. Se obtienen por neutralización total de un hidróxido sobre un ácido oxoácido. La reacción que tiene lugar es: ÁCIDO OXOÁCIDO + HIDRÓXIDO --> SAL NEUTRA + AGUA La neutralización completa del ácido por la base lleva consigo la sustitución de todos los iones hidrógeno del ácido por el catión del hidróxido. tri. nombrar como las sales neutras. en orden alfabético. Para nombrar las sales ácidas. La palabra hidróxido lleva antepuesto un prefijo numeral (di. el nombre del anión y el término hidróxido unidos por un guión. según el número de grupos OH. Se nombran también citando.. indicando con los prefijos mono (se omite). Se nombran como las sales neutras. etc. que indica el número de ellos presentes en la fórmula. di.presentes en la fórmula. SAL SISTEMÁTICA/STOCK/TRADICIONAL Fe(HSO4)2 bis[hidrogenotetraoxosulfato (VI)] de hierro (II) hidrogenosulfato de hierro (II) sulfato ácido de hierro (II) Fe(HSO4)3 tris[hidrogenotetraoxosulfato (VI)] de hierro (III) hidrogenosulfato de hierro (III) sulfato ácido de hierro (III) Ca(HCO3)2 bis[hidrogenotrioxocarbonato (IV)] de calcio hidrogenocarbonato de calcio carbonato ácido de calcio SALES BÁSICAS Se originan cuando en una reacción de neutralización hay un exceso de hidróxido respecto del ácido.. la IUPAC propone que se designen anteponiendo al nombre del anión de la sal neutra correspondiente la palabra hidrógeno. que indica el número de grupos OH. pero intercalando la palabra básico precedida del prefijo mono (se omite). di. tri. Se pueden.que posee la fórmula. el número de átomos de hidrógenos presentes en la sal. etc.). anteponiendo al nombre del anión el término hidroxi precedido de uno de estos prefijos: mono (se omite). Son compuestos que poseen algún grupo OH-.. a veces se utiliza el prefijo bi. tri. COMPUESTOS CUATERNARIOS SALES ÁCIDAS Las sales ácidas provienen de la sustitución parcial de los iones hidrógenos de un ácido oxoácido por cationes. etc. etc. La palabra hidrógeno suele unirse directamente al anión. Cuando se han sustituido la mitad de los hidrógenos. tri. ICAS SAL BÁSICA SISTEMÁTICA/SISTEMÁTICA/TRADICIONAL Mg(OH)NO3 hidroxitrioxonitrato (V) de magnesio hidróxido-nitrato de magnesio nitrato básico de magnesio Cu2(OH)2SO4 dihidroxitetraoxosulfato (VI) de cobre (II) 58 . di. también. con prefijos numerales (di. 3.. tri. En ésta.) antepuestos a los nombres de los cationes que tienen subíndices (2. se escriben. etc. etc. en primer lugar. triple. SAL SISTEMÁTICA/TRADICIONAL KNaSO4 tetraoxosulfato (VI) de potasio y sodio sulfato (doble) de potasio y sodio CaNa2(SO4)2 bis[tetraoxosulfato (VI)] de calcio y sodio sulfato (doble) de calcio y disodio MgNH4AsO4 tetraoxoarseniato (V) de amonio y magnesio arseniato (doble) de amonio y magnesio EJERCICIOS DE REPASO Escribir la fórmula de los siguientes compuestos: COMPUESTO FÓRMULA cloruro de hidrógeno HCl sulfuro de hidrógeno H2 S bromuro de hidrógeno HBr yoduro de hidrógeno HI ácido yodhídrico HI ácido fluorhídrico HF óxido de plata Ag2O trióxido de difósforo P2O3 óxido de hierro (III) Fe2O3 óxido de dinitrógeno N2O óxido de plomo (II) PbO óxido de cobalto (II) CoO óxido de calcio CaO óxido de níquel (III) Ni2O3 dióxido de azufre SO2 óxido de boro (III) B 2 O3 59 .) en la fórmula. etc. según el número de cationes distintos (metales) y colocando al final el nombre de los mismos en orden alfabético. Se nombran igual que las sales neutras colocando inmediatamente después del nombre del anión y entre paréntesis la palabra doble. dihidróxido-sulfato de cobre (II) sulfato dibásico de cobre (II) SALES DOBLES Se originan al sustituir los iones hidrógeno de un ácido por más de un catión. los cationes en orden alfabético. óxido de dibromo Br2O óxido de potasio K2O heptaóxido de dibromo Br2O7 bromuro de mercurio (II) HgBr2 bromuro de potasio KBr yoduro de estaño (II) SnI2 ácido nítrico HNO3 ácido hipocloroso HClO ácido nitroso HNO2 ácido sulfúrico H2SO4 ácido sulfhídrico H2 S ácido bórico HBO2 ácido mangánico H2MnO4 ácido fosfórico H3PO4 ácido arsénico H3AsO4 ácido perbrómico HBrO4 hidróxido de litio LiOH hidróxido de cromo (III) Cr(OH)3 hidróxido de cobre (II) Cu(OH)2 hidróxido de amonio NH4(OH) hidróxido de cinc Zn(OH)2 hidróxido de plomo (IV) Pb(OH)4 dicromato de plomo (IV) Pb(CrO7)2 arseniato de plata Ag3AsO4 cromato de plata Ag2CrO4 hipoclorito sódico NaClO sulfito potásico K2SO3 trioxoclorato (V) de sodio NaClO3 permanganato de amonio NH4MnO4 dihidrógenofosfato de sodio NaH2PO4 dihidrogenofosfito de aluminio Al(H2PO3)3 hidrógenosulfato de manganeso (II) Mg(HSO4)2 hidrógenosulfuro de amonio NH4HS 60 . Hg+2. HBr. HClO. N2. oxácidos o hidrácidos: a) H2S b) HClO3 c) HK d) NiO e) P4O6 f) Ba(OH)2 g) HClO2 h) SiO2 i) NH4OH j) HF k) Ag2O l) H3PO4 m) CaH2 6) Dar la fórmula molecular y la nomenclatura de las sales que se forman por combinación de los aniones y los cationes siguientes: S-2. NH3 3) Escribir las fórmulas moleculares de los óxidos e hidróxidos correspondientes a los siguientes metales y nombrarlos : Na.EJERCITACIÓN 1) Indicar el estado de oxidación de cada elemento en los siguientes compuestos Li2O. Fe+3. Cu+2. NO. H2CO3 . KH. HNO2. N2O5 . NH4+. Na+1. NaNO3 . Fe 4) Escribir las fórmulas moleculares correspondientes a los siguientes compuestos y clasificarlos según corresponda : a) pentóxido de divanadio b) ácido bromhídrico c) ácido hipocloroso d) decóxido de tetrafósforo e) triòxido de diarsénico f) óxido de niquel (III) g) ácido perbrómico h) dióxido de titanio 5) Nombrar las siguientes fórmulas moleculares e indicar si se trata de óxidos ácidos o básicos. NO3.. Na2SO4 2) ¿Cuál es el estado de oxidación del nitrógeno en cada compuesto? N2O. NO2-. Cu. Ba(OH)2. HPO3-2 Al+3. Cl-1 . N2O3 . KI. N2O4. NO3-1. BrO3-1. Zn. hidruros. H3PO4. SO4-2. H2O2 . HCO3-1. NH4+1 7) Nombrar los siguientes compuestos y clasificarlos: a) K2O b) FeO c) Cr2O3 d) Cl2O e) N2O4 f) NH3 61 . Mg. Al. hidróxidos. NaNO3. PO4-3. g) Cl2O3 h) H2O2 i) LiH j) HNO2 k) HI l) BaH2 m) HClO2 n) HIO4 ñ) CaCO3 o) AgCl p) FePO4 q) Fe3(PO4)2 r) Zn(HPO3) s) Sb(OH)3 t) CoF2 u) Au(NO3)3 v) Ni(OH)2 w) AgClO3 x) NaNO2 y) SnCl2 z) H2S 10) Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos e indicar de qué tipo de sustancia se trata: a) óxido de bromo (III) b) hidrógeno sulfito de cobre (II) c) dióxido de carbono d) óxido de bario e) cloruro de níquel (II) f) trióxido de dinitrógeno g) sulfato de amonio h) ioduro de calcio i) nitrito de hierro (II) j) hidrógeno carbonato de cromo (III) k) ácido perbrómico l) óxido de plomo (II) m) cloruro de mercurio (I) n) hidróxido de bario ñ) clorito de plomo (II) o) clorato de cobre (II) p) sulfuro de hidrógeno q) sulfito de calcio r) trióxido de cromo s) hidruro de potasio t) pentóxido de dicloro u) dihidrógeno fosfato de cinc v) nitrato de plata w) hipoclorito de aluminio x) hipoclorito de sodio y) ácido sulfuroso z) ácido fosforoso 62 . La mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla de isótopos. el doble de la masa de un átomo de 12C. Ejemplo: El carbono natural es una mezcla de tres isótopos. Si al H (el elemento más ligero de todos).UNIDAD N°5 UNIDADES DE MEDICIÓN DEL UNIVERSO QUÍMICO.892% de 12C y 1. Entonces. la masa atómica promedio del carbono será: (0. 98. o lo que es lo mismo.98892) x (12 uma) + (0. Estos son los valores que se dan en las tablas periódicas.6735 x 10-24 gramos. tiene una masa de 1. Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento.66054 x 10-24 gramos. Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma. Sabemos también que un átomo de hidrógeno. una mol de átomos de 24Mg deberá tener el doble de la masa de una mol de átomos de 12C. Un átomo 24 de Mg tiene una masa de 24 uma. le asignamos una masa relativa de 1 y a los demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor.Dado que por definición una mol de átomos 63 . se puede asignar un valor correcto a las uma: 1 uma = 1.995 uma.6561 X 10-23 gramos. si sabemos la masa y también la abundancia relativa de cada isótopo. que el átomo de oxígeno tiene una masa de 2. Una vez determinadas las masas de todos los átomos.011 uma La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce como peso atómico.02214 x 1023 uma Masa atómica promedio. y al revés:1 gramo = 6. Masa Molar.1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88. y la masa de un átomo de oxígeno (16O) es de 15. La unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto al isótopo 12C del carbono ( masa = 12 uma). Entonces 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H. ESTEQUIOMETRÍA Y SOLUCIONES Masas atómicas y moleculares La escala de masa atómica En 11.9 g de Oxígeno.0080 uma. la masa de un átomo de hidrógeno (1H) es de 1. Entonces. Por lo tanto. Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (uma) veremos que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños.00335 uma) = 12. es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16.108% de 13C y una cantidad despreciable de 14C.01108) x (13. 011 uma)] + [4 x (1. Se abrevia como 6. una mol de átomos de 24Mg debe pesar 24 gramos. Composición porcentual a partir de las fórmulas A veces al analizar una sustancia.9% %H = 4 x (1.251 = 25.de 12C pesa 12 gramos.043 uma = 0.043 uma = 0. 1 mol Masa molecular relativa de la sustancia expresada en gramos x mol “a” gramos de la sustancia Se ha demostrado que en 1 mol hay: 6. La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma).011 uma)/16.0221367 x 1023 moléculas de la sustancia considerada.02 x 1023.008)] = 16. en 40 g hay un mol de hidróxido de sodio. b-¿Cuántas moléculas hay en esa cantidad de hidróxido de sodio? Hay 6. El Mol es una unidad de medida química y se define como la cantidad de materia (en gramos) contenida en la masa molecular relativa de dicha sustancia.043 uma %C = 1 x (12.0221367 x 1023 moléculas de la sustancia considerada. es importante conocer el porcentaje en masa de cada uno de los elementos de un compuesto.749 = 74.1% 64 .008 uma)/16. Usaremos de ejemplo al metano: CH4 Peso fórmula y molecular:[1 x (12. y se conoce como número de Avogadro. Ejemplo: a-¿Cuántos moles de hidróxido de sodio hay en 40 g de esta sustancia? Si la Masa molecular relativa del hidróxido de sodio es 40 g/mol . 406 moles de O Para determinar la proporción simplemente dividimos entre la cantidad molar más pequeña (en este caso 3.406 moles = 1. es decir el 54.50 g de O) x (1 mol/15.92 % de C y 4.58 gramos H.406 moles = 1. 1.453 uma Al ser un compuesto iónico no tiene masa molecular.50 %.406 o sea la del oxígeno): C = 3.58 % de H. 54.92 gramos C. La fórmula química siempre será algún múltiplo entero de la fórmula empírica (es decir. ¿Cuáles serán su fórmula molecular o química y su fórmula empírica? En 100 gramos de ácido ascórbico tendremos: 40.0 H = 4. Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos conocer el peso molecular del compuesto.333 65 . Ejemplo: La Vitamina C (ácido ascórbico) tiene 40.Masa atómica del Ca = 40.0 mol de átomos de oxígeno.544 moles/3. Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica La fórmula química de un compuesto obtenida por medio del análisis de sus elementos o de su composición siempre será la fórmula empírica.078 uma Masa atómica del Cl = 35.544 moles de H (54. sino masa fórmula. Esto nos dirá cuantas moles hay de cada elemento así: (40.011 g) = 3.407 moles/3.008 g) = 4.999 g) = 3. en masa. De la misma manera.0 mol de H2O está compuesta de 2.0 moles de átomos de hidrógeno y 1. El resto. múltiplos enteros de los subíndices de la fórmula empírica). 4. Entonces.50 gramos O. Fórmulas empíricas a partir del análisis Una fórmula empírica nos indica las proporciones relativas de los diferentes átomos de un compuesto. El peso molecular de este compuesto es de 176 uma.58 g de H) x (1 mol/1.92 g de C) x (1 mol/12. es de O. Estas proporciones son ciertas también al nivel molar. hasta completar el 100%. el H 2O tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.407 moles de C (4. 011) + (4 x 1. ¿y la fórmula molecular? Nos dicen que el peso molecular de este compuesto es de 176 uma. Como no podemos tener fracciones de átomo. así que si multiplicamos las proporciones de cada átomo por 3 obtendremos valores enteros para todos los átomos. en tanto que la cantidad relativa de H parece ser mayor.1. Pero.333 es como 1 y 1/3. ¿Cuál será la proporción entre los dos valores? (176 uma / 88.062 uma El peso molecular de nuestra fórmula empírica es significativamente menor que el valor experimental. C = 1. Entonces. ¿Cuál es el peso molecular de nuestra fórmula empírica? (3 x 12. hay que normalizar la cantidad relativa de H y hacerla igual a un entero.999) = 88.0 x 3 = 3 H = 1. la fórmula molecular será: 2 x C3H4O3 = C6H8O6 66 .0 x 3 = 3 Es decir C3H4O3.0 La fórmula empírica pesa esencialmente la mitad que la molecular.062 uma) = 2. O = 3.406 moles = 1. Esta es la fórmula empírica para el ácido ascórbico. Si multiplicamos la fórmula empírica por dos.333 x 3 = 4 O = 1.008) + (3 x 15.406 moles/3. entonces la masa molecular será la correcta.0 Las cantidades molares de O y C parecen ser iguales. pueden usarse para determinar las cantidades esperadas de productos para una cantidad dada de reactivos. Los coeficientes de una ecuación ajustada representan: el número relativo de moléculas que participan en una reacción el número relativo de moles participantes en dicha reacción. Por ejemplo en la ecuación ajustada siguiente: La producción de dos moles de agua requiere el consumo de 2 moles de H2 un mol de O2.57 moles de H20. y 1 de O2 forman 2 de H2O. ESTEQUIOMETRÍA Es el cálculo de las cantidades de reactivos y productos de una reacción química. Para la reacción de combustión del butano (C4H10) la ecuación ajustada es: Las etapas esenciales Ajustar la ecuación química Calcular la masa molecular relativa y la fórmula de cada compuesto 67 . Ejemplo: ¿Cuántas moles de H2O se producirán en una reacción donde tenemos 1. En esta relación es fundamental la ecuación balanceada y las relaciones estequiométricas que se establecen entre reactivos y productos de reacción Ejemplo: Calcula la masa de CO2 producida al quemar 1. 1 mol de O2 y 2 moles de H2O" son cantidades estequiométricamente equivalentes. derivadas de las ecuaciones ajustadas.57 moles de O2 van a formar 2x 1. En esta reacción tenemos que: "2 moles de H2. Estas relaciones estequiométricas.00 gramo de C4H10. 1. suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra? Si dos moles de H2 forman 2 de H20.57 moles de O2. 017 moles de C4H10 Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios.070 moles de CO2 Reconvertir las moles a masas si se requiere 1mol CO2 44 g 0. PM C4H10=58 y PM CO2=44 Convertir las masas a moles 1mol C4H10 58 g X mol 1g X=0. Si dos moles de C4H10 forman 8 moles de CO2. 0.08 g Rta: Se obtuvieron 3.07 moles de CO2 3. Si planteamos la regla de tres: 2 moles C4H10 8 molesCO2 0.017moles C4H10 x moles CO2 X=0.08 g de CO2 68 .017 moles de C4H10 formarán x moles de CO2. Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles. dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento. o al menos el reactivo limitante. La cantidad real obtenida del producto.5. Rendimiento Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos. sobrarán 5 moles de hidrógeno. Rendimiento teórico La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción. El O2 es el reactivo limitante. a ese reactivo se le llama reactivo limitante. Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada. entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con todo el H2 es 7. Es decir. Pero la proporción que tenemos es de 1: 1. que después que todo el oxígeno se ha consumido.Reactivo limitante Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos. y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar con todo el O2 es 10. Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es: Calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las cantidades que hay de reactivos en la reacción. Ejemplo 1: Para la reacción: ¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno? Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2 Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2. La proporción requerida es de 2: 1. Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado. Si ahora ponemos 15 moles de H2 con 5 moles de O2 entonces como la estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O2 reaccionan con 2 moles de H2. El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto. se conoce con el nombre de rendimiento teórico. Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2. A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o 69 . 2/9.8/34) x (3/2) x 32 = 9. ¿Cual es el rendimiento? (Pesos Atómicos: H = 1.rendimiento de la reacción. y se multiplica por 100. S = 32. O = 16. 2 moles de H2S reaccionan para dar 3 moles de S. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así: Ejemplo: La reacción de 6. según la siguiente reacción. (8.008.00). (6. En esta reacción.6 g 2) Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica.6) x 100 = 85. 1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a partir de 6.8 g de H2S con exceso de SO2. produce 8.4% 70 .06.8 g de H2S.2 g de S. dividirse o fraccionarse. Las sustancias que forman parte de la solución. esta propiedad es el fundamento de los métodos de fraccionamiento 71 . es decir. sus componentes pueden separarse. Los componentes de una solución no reaccionan entre sí. SOLUCIONES SOLUCIONES Están formadas Se clasifican Si el disolvente es agua CONCENTRACIÓN por en SOLUCIONES SOLUCIONES ACUOSAS Según las unidades que se utilicen las formas de SOLUTO SOLVENTE expresar la concentración pueden ser Se fraccionan por DILUIDAS FISICAS QUÍMICAS SATURADAS DESTILACIÓN Concentración de la solución saturada % m/m M molaridad % m/V N normalidad Mayor concentración % m/mSV m molalidad que una solución saturada SOBRESATURADAS SOLUBILIDAD Una disolución o solución es un sistema homogéneo. Este sistema es fraccionable. formado. La interacción entre las moléculas o iones o entre ambos es débil. Soluto: la o las sustancias que se encuentran en menor proporción. toman distintos nombres según la proporción en la que se encuentran: Solvente: la sustancia que se encuentra en mayor proporción. al menos por dos sustancias. Las técnicas empleadas para separar los componentes son la destilación y también la cristalización fraccionada. Las soluciones que tienen como solvente el agua se llaman Soluciones acuosas. las propiedades son las mismas (sistema material homogéneo). a una dada temperatura. podemos clasificarlas en: a) Diluidas b) Concentradas c) Saturadas d) Sobresaturadas a) Soluciones diluidas: Son aquellas que. y sólo observamos un único sistema similar al del comienzo. El solvente más común y más importante por el papel que desempeña en los seres vivos es el agua. las moléculas de soluto. éste se seguiría disolviendo y el aspecto de la solución no variaría. la cantidad de soluto disuelto es tal que si se quisiera seguir agregando más soluto. son separadas por el efecto del solvente y distribuidas en forma homogénea en la solución. es decir a mayor temperatura es mayor la cantidad de soluto que puede disolver un determinado solvente (también llamado disolvente). es decir se van acercando a la cantidad máxima de soluto que a la temperatura de trabajo el solvente puede disolver. Cuando se prepara una solución. distribuyéndose en forma homogénea de tal manera que en cada punto del sistema. este. 72 . c) Soluciones saturadas: Son aquellas en las que el solvente agotó la capacidad de disolver el soluto. en él. se produce el fenómeno físico de disolución. Debido al tamaño de de las moléculas de soluto. ya no se disuelve y se deposita en el fondo. en estas se encuentra el soluto en la máxima cantidad que el solvente puede receptar a una dada temperatura. lo que ocurrió es que el azúcar se disolvió en el solvente. Si se agregara más soluto al preparar la solución. De acuerdo a la cantidad de soluto que esté presente en la solución. b) Soluciones concentradas: Son aquellas en las que la cantidad de soluto disuelto en el solvente es importante. En general en las soluciones diluidas la cantidad de soluto es pequeña. la sustancia introducida (soluto) ¨desaparece¨. no se observan visualmente dentro del solvente. Esta capacidad de disolver un soluto que tiene un líquido es llamada solubilidad y depende de la temperatura en forma directamente proporcional. Ejemplo: Si se agrega azúcar al agua y se revuelve. por cada 100 gramos o mililitros de solución o solvente. teniendo como datos. en moles o en equivalente gramo. excede el límite.. Estas formas de expresar las concentración son interconvertibles entre sí. d) Soluciones sobresaturadas: Son aquellas en las que la cantidad de soluto que esta disuelto. el tipo de solvente. es decir. la densidad de la solución. v) % V/ Vsv: ml de soluto disueltos en 100 ml de solvente. ii) % m/V: gramos de soluto disueltos en 100 ml de solución. iv) % m/Vs. puede elegirse la forma de expresión más conveniente o hacer las conversiones necesarias ya que en realidad son diferentes formas de expresar cuanto soluto esta disuelto en una cierta cantidad de solución o solvente. el peso molecular del soluto. Soluciones Saturadas Sentido Creciente de la Concentración Soluciones Concentradas Soluciones Diluidas FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN La concentración de una solución expresa la relación entre la masa de soluto y la masa o volumen de solución o de solvente. Según la manera de medir la cantidad de soluto se clasifican en: a) Unidades Físicas de concentración b) Unidades Químicas de concentración a) Las Unidades Físicas de concentración se caracterizan por expresar el soluto en unidades de masa (gramos) o volumen (ml) en caso de que el soluto sea líquido. En símbolos: i) % m/m ii) % m/Vsol iii) % V/ Vsol iv) % m/Vsv v) % V/ Vsv El significado de los símbolos es el siguiente: i) % m/m: gramos de soluto disueltos en 100 g de solución.: gramos de soluto disueltos en 100 ml de solvente. que el solvente en condiciones normales puede disolver. un movimiento de la misma. iii) % V/ V: ml de soluto disueltos en 100 ml de solución. etc. Estas son soluciones inestables. que son unidades propias de la química. o una pequeña variación de la temperatura provocan que el exceso de soluto precipite. Las unidades químicas de concentración más comunes son: 73 . el agregado de un cristal de soluto. un mínimo cambio del sistema. b) Las Unidades Químicas de concentración son aquellas donde la masa de soluto se expresa en unidades de materia. Ejemplo: Si en 1 L de solución hay disuelto 1 mol de ácido nítrico. Ejemplo: Si en 1 L de solución está disuelto 0.5 molal: 0.5 m.1 normal: 0. la concentración de la solución es 0.1 N. i) Molaridad simbolizada con la letra M ii) Molalidad simbolizada con la letra m iii) Normalidad simbolizada con la letra N i) Molaridad (M): La molaridad indica el número de moles de soluto que están disueltos en 1 L (1000 ml) de solución. iii) Normalidad (N): La normalidad indica el número de equivalentes gramo de soluto que están disueltos en 1 L (1000 ml) de solución.1 equivalentes gramos de ácido clorhídrico. Ejemplo: Si por cada 1 Kg de solvente está disuelto 0. la concentración de la solución es 0. Concepto de equivalente químico o equivalente gramo De manera práctica definiremos equivalente gramo de un ácido como: N° de equivalentes gramo de un ácido: Mol N° de protones Para una base: N° de equivalentes gramo de una base: Mol N° de Hidroxilos Para una sal: N° de equivalentes gramo de una base: Mol N° de cargas (+) o (-) 74 . la concentración de la solución es 1 molar: 1M ii) Molalidad (m): La molaridad expresa el número de moles de soluto que están disueltos en 1 Kg (1000 g) de solvente.5 mol de sacarosa. 063 g/ml?. Expresar su concentración en a) % m/m b) % m/ 100 ml de solvente. Densidad: 1.5 m 8) ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan para prepara 750 ml de solución 0.016 m 6) Una botella de ácido perclórico concentrado tiene la siguiente información en la etiqueta: Masa molar: 100.0 g 75 .60 g/ml. 4) Un estudiante debe preparar una solución 0. a) 0. 3) Si tenemos una solución de ácido sulfúrico 2 Molar. ¿Cuánto debe pesar para obtener dicha concentración? 5) Marcar la respuesta correcta: Se prepara una solución de Hidróxido de aluminio disolviendo 0. La solución tiene una concentración: a) 0. a) 13.47 m c) No puede calcularse con los datos existentes.5M de nitrato de plata.80 g b) 27.4 g d) 218. d) 0.005 N c) 0. que tiene un grado de pureza del 80%.53 m b) 0.5 M c) 2.5 M de glucosa (C6H12O6) cuya densidad es 1.5 N d) 10 % m/V 2) Se disuelven 10 g de cloruro de sodio en 50 g de agua.015 M b) 0. cuya densidad es de 1.60 g c) 131. a) ¿Cuál el número de equivalente químico presentes cada 250ml de la solución? b)Hallar la concentración Normal.EJERCITACIÓN 1) A 20 g de Hidróxido de sodio se le agregan agua hasta constituir 200ml de solución .100 % m/V d) 0.Por lo tanto la concentración de la solución es: a) 20 % m/V b) 0.8 M de cloruro de calcio hexahidratado?.585 g del soluto y completando con agua destilada se alcanzó un volumen final de 500 ml.25 g/ml.50 g/mol. Concentración: 70% m/m a) Indique los gramos de acido perclórico por ml de reactivo b) ¿Cuál es la molaridad de la solución concentrada? c) ¿Cómo prepararía 500 ml de una solución 0.3 M de ácido perclórico partiendo de la solución concentrada? 7) ¿Cuál es la molalidad de una solución 0. 1 mol de Cl2 se necesitan X de H2 para formar Y de HCl.94 ml c) 27. Calcular a-Gramos de KNO2 producidos b-Moléculas de O2 formadas 11.66 ml b) 15.9) ¿Qué volumen de solución 0. de acuerdo a la siguiente reacción: KNO3 KNO2+ O2 Si se utilizaron 80 g de un nitrato de una pureza del 70%. a-Plantear la ecuación y equilibrarla b-¿Qué masa de Zn se necesita para obtener 20 g de sal? 13-Para la misma ecuación química del problema anterior (13). calcular el número de moléculas de ácido necesarias para formar 20 g de sal 14-Para la siguiente reacción química (no balanceada): Cl2 + H2 2 HCl Cuando reaccionan 0. 12.Al tratar Zinc metálico (Zn) con una solución de ácido sulfúrico se obtiene una solución de sulfato de Zinc y se desprende Hidrógeno gaseoso.4 ml d) 31.Se hacen reaccionar 100 g de ácido metanoico con una base.232 N contiene 3. según la siguiente reacción: HCOOH + Na(OH) HCOONa + H2O Calcular a-Moles de base necesarios b-Gramos de sal formados c-¿Cuál es el reactivo limitante? Justifique su respuesta.88 ml 10) Se calienta KNO3.17 meq de soluto? a) 13. ¿Cuáles son los valores de X e Y? 16-El Na2CO3 puede obtenerse a partir de la siguiente reacción: CaCO3 + NaCl Na2CO3+ CaCl2 76 . 77 . ión o molécula.Cuántos g de NaCl reaccionan con 1 Kg de CaCO3 UNIDAD N°6: REACCIONES REDOX La oxidación es la pérdida de uno o más electrones de un átomo. mientras que la reducción es ganancia de electrones. En una solución diluida donde = 1 y a iónica = [ión] = coeficiente de actividad iónica a = actividad iónica. P= 1 atm (en el caso de gases) y concentración = 1 M. el potencial para la siguiente semirreacción será: Fe+3 + 1 e. es decir. para la reacción: aA + bB cC + dD donde "n" es el número de electrones que se intercambian en la reacción. REDUCTOR: especie capaz de ceder electrones. Fe+2 donde n = 1 ya que se intercambia un electrón en el proceso. Por ejemplo. POTENCIAL FORMAL. hay una oxidación y viceversa. ECUACIÓN DE NERST Los potenciales que hemos mencionado hasta ahora son en condiciones estándar. se oxida aumentando su estado de oxidación. y la pérdida de electrones de alguna especie química siempre está acompañada por una ganancia de electrones de otra especie. y esa dependencia viene dada por la ecuación de Nerst. se reduce disminuyendo su estado de oxidación. Veámoslo con otro ejemplo: 78 . Es un valor empírico. se mide experimentalmente y se define como el potencial de una reacción de óxido – reducción cuando cada especie está en concentración 1 M. Por ejemplo. además se tiene en cuenta el potencial de unión líquida que se establece entre los iones de la solución. OXIDANTE: especie capaz de tomar electrones. T= 25ºC. Siempre que hay una reducción. No existen electrones libres en los sistemas químicos ordinarios. Pero los potenciales dependen de las concentraciones. Las reacciones sólo son posibles cuando Eº > 0 de lo contrario la reacción no es espontánea. Ajustar la reacción por el método del ión electrón.Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción. EJERCITACIÓN Ajustes redox 1) Ajustar la siguiente ecuación por el método del ión-electrón. ¿Cuál es el oxidante y cuál es el reductor? ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce? 4) Ajusta la siguiente ecuación por el método del ión-electrón. 79 . b. MnO4.+ 8 H+ + 5 e. b) Escribe y ajusta las semirreacciones de oxidación-reducción. la que se oxida y la que se reduce.. la concentración de agua no aparece en la expresión del potencial.. al igual que en las constantes de acidez (y basicidad). c) Escribe y ajusta la reacción global. detallando los pasos correspondientes: K2Cr2O7 + HI + H2SO4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O 3) Producimos gas cloro haciendo reaccionar cloruro de hidrógeno con heptaoxodicromato (VI) de potasio. detallando los pasos correspondientes: KMnO4 + K2SO3 + HCl MnO2 + K 2SO 4+ KCl + H2O 2) Ajustar la siguiente ecuación por el método del ión-electrón. Mn+2 + 4 H2O observa que.En la reacción siguiente: K2Cr2O7 + H2S + HCl → CrCl3 + S + KCl + H2O a) Deduce razonadamente cuál es la sustancia oxidante y la reductora. detallando los pasos correspondientes: P + HNO3 + H2O H3PO4 + NO 5). produciéndose la siguiente reacción: K2Cr2O7 + HCl KCl + CrCl3 + Cl2 + H2 O a. Los cicloalcanos responden a la formula general: CnH2n. Los alcanos pueden ser lineales o de cadena ramificada. contando de izquierda a derecha la cadena carbonada. se denomina cuaternario. Azufre. Por ejemplo: 80 . CLASIFICACIÓN DE LOS HIDROCARBUROS 1. El estudio de los compuestos orgánicos se simplifica si se considera que están formados por un fragmento de hidrocarburo y un grupo de átomos que controla la reactividad de la molécula y que se denomina grupo funcional.UNIDAD 7 LOS COMPUESTOS DEL CARBONO El termino Hidrocarburo comprende aquellas sustancias que presentan por lo menos una unión Carbono – Hidrogeno. Flúor.CH. Los alcanos de cadena abierta responden a la formula general CnH2n+2 y forman una serie Homologa con propiedades semejantes entre ellos.CH3 CH3 Pentano 2-Metil Butano Cada una de las ramificaciones procede de la pérdida de un átomo de carbono de la cadena del hidrocarburo principal y se lo llama “radical”. Cloro y muchos otros.CH3 CH3. Estos alcanos solo presentan enlaces covalentes simples. Hidrocarburos alifáticos saturados. son capaces de originar una gran cantidad de compuestos derivados del carbono que involucran átomos de otros elementos como el Nitrógeno. Cuando el átomo de Carbono esta unido a un solo átomo de carbono también.metil – butano. que por diversas reacciones. en este caso. el radical es el Metilo – CH3 unido a la cadena del Butano en el carbono segundo. el ejemplo del 2. En este caso en particular se trabajara con los llamados Alcanos. Por ejemplo CH3. Oxígeno. Los hidrocarburos alifáticos son aquellos en cuyas moléculas los átomos de carbono están unidos por enlaces simples y forman cadenas abiertas o cerradas.CH2. Los alcanos de cadena cerrada se denominan Cicloalcanos y se representan con polígonos en los que cada vértice representa o corresponde a un CH 2. Los átomos de carbono contienen hibridización SP3 y consecuentemente la geometría es Tetraédrica. Un ejemplo que se puede presentar al respecto es el caso del Metano CH 4.CH2. se denomina carbono primario.CH2. si se encuentra unido a 2 átomos de carbono es Secundario y si esta unido a 3 carbonos se denomina Carbono terciario y si esta unido a 4 carbonos.CH2. Los hidrocarburos ramificados presentan puntos de fusión y/o ebullición menores a los hidrocarburos lineales. debido al momento dipolar reducido que presentan. siendo estos últimos híbridos SP2. Presentan una densidad menor a la del agua con lo cual al mezclarlos con ella la fase orgánica se constituye en la superficie de la fase acuosa. Los alquenos responden a la estructura molecular CnH2n y de igual forma que para los alcanos que presentan esta estructura molecular. 2. debido su nombre a la presencia de enlaces de tipo covalente dobles y triples respectivamente. es decir. Los puntos de ebullición y de fusión aumentan al aumentar el peso molecular dentro de cada serie homologa. constituido por la unión doble de 2 átomos de carbono. Esto es debido al peso molécula que presentan las moléculas y a las interacciones que se establecen entre ellas. son alifáticos insaturados. Los alcanos que presentan de 1 a 4 átomos de carbonosos en general gaseosos a temperatura ambiente. desde los 5 átomos de carbono hasta los 14 aproximadamente. Este tipo de compuestos orgánicos. antes mencionada y descripta. además cada carbono se une a 2 hidrógenos formando una molécula cuyos ángulos son de aproximadamente 120°. CICLOPROPANO CICLOHEXANO Los alcanos son compuestos insolubles en agua en general y solubles en solventes orgánicos. presentan propiedades y comportamientos semejantes Ejemplos: Eteno CH2= CH2 Propeno CH2= CH2-CH2 81 . El alqueno mas pequeño es el Eteno. son líquidos y los restantes sólidos. Hidrocarburos alifáticos insaturados: Alquenos y Alquinos. en condiciones normales de presión y temperatura. Esto quiere decir que si la molécula no presenta sustituyentes o estos están acomodados en la cadena de forma simétrica. Son anillos que representan no solo átomos de carbono en su estructura sino que además incluyen átomos de Oxigeno. Ejemplos. 3. pueden ser o no de carácter aromático (es 82 . tener en cuenta que cada porción o estructura orgánica que esta adosada a la cadena principal (sustituyentes que ramifican la cadena) deben ser mencionados y nombrados. se puede contar por cualquiera de los dos extremos de la misma. de no ser así. alcaloides. etc. Son muy importantes ya que se encuentran difundidos en vitaminas. Hidrocarburos de cadena cerrada o cíclicos. Los carbonos presentan hibridación sp y originan una unión del tipo covalente triple. la mas larga. primero se debe identificar la cadena carbonada principal. ácidos nucleicos. Nitrógeno Azufre y otros. se le asigna un numero a cada carbono que constituye esta cadena. es decir anillos en donde no existen dobles ligaduras o si bien pueden existir estas no se encuentran deslocalizadas entre 2 o más átomos de carbono.1Buteno CH2= CH2-CH2-CH2 En cuanto a la nomenclatura. de allí la subclasificación de “Heterociclos”. pero esto de acuerdo a un ordenamiento. hay que tener en cuenta que para cualquier compuesto orgánico. se identifica la cadena lineal y continua mas larga. Ciclobutano (4c) Ciclopropano (3c) Ciclooctano (8c) Ciclopentano (5c) 4. Hidrocarburos de cadena cerrada o cíclicos. pero teniendo en cuenta que se comenzara a contar por el lado que tenga prioridad. glúcidos. y luego. Cicloalcanos o Alicíclicos (Homociclos). (Heterociclos). se debe comenzar a contar por el extremo donde se encuentre primero algún sustituyente y luego se mencionan los sustituyentes en orden alfabético dependiendo de cuales se trate y al final el nombre de la cadena carbonada principal. en consecuencia en estos ciclos no se observa aromaticidad. Primero. Los alquinos responden a la formula general Cn H2n-2. A cada carbono se le unen 2 hidrógenos y en consecuencia la geometría de la molécula es planar con ángulos de aproximadamente 180º. Son compuestos cíclicos no derivados del Benceno. La molécula de Benceno es una molécula cíclica. solo son átomos de carbono los que constituyen la cadena de los mismos. son compuestos derivados del Benceno. Por ejemplo Metilbenceno oTolueno Los anillos bencénicos pueden condensarse para originar hidrocarburos de núcleos agrupados que presentan más de una estructura resonante. 83 . al igual que para los anillos Alicíclicos o Alicílicos. Los orbitales P semilleros de cada uno de los seis átomos de carbono. Hidrocarburos de cadena cerrada o cíclicos. de ángulos de aproximadamente 120°. Furano Tiofeno 5. Ejemplo. pero sus propiedades son muy diferentes a las de los alquenos o alquinos tal cual son. conocidos también como Hidrocarburos aromáticos. En el caso de estos ciclos. ubicados en forma perpendicular al plano molecular. La sustitución de uno o más hidrógenos del anillo bencénico por radicales carbonados. Cada átomo de carbono establece enlaces con otros dos átomos de carbono y con átomos de Hidrogeno. Este ultimo de formula molecular C6H6. Esta formula indica que se trata de una molécula no saturada. En este caso en particular. da origen a una gran variedad de hidrocarburos aromáticos derivados. plana y hexagonal. por encima y por debajo del plano del hexágono molecular. Estas son conocidas como las nubes de electrones deslocalizados “pi” (π) Ejemplos. se solapan para generar una nube electrónica de carga.decir con electrones deslocalizados entre los orbitales libres de los átomos que los constituyen. Aromáticos (Homociclos). Las funciones orgánicas oxigenadas. soluble en solventes orgánicos. son una familia de sustancias con propiedades químicas semejantes. El primero se emplea para la producción de tintes y colorantes. insoluble en agua y soluble en solventes orgánicos como distintos alcoholes y Benceno.El Naftaleno por ejemplo. 84 . Fenantreno Antraceno El Benzopireno. es un compuesto químico que se utiliza para matar polillas. es un sólido incoloro. El Fenantreno tiene gran importancia biológica ya que interviene como matriz estructural en la conformación del Colesterol y de las hormonas sexuales. Es un sólido blanco. volátil. es un agente altamente carcinogénico que ha sido encontrado y caracterizado en combustiones incompletas como es el caso de la combustión del tabaco. insoluble en agua. que funde a aproximadamente a 80°C. Benzopireno 6. Naftaleno El Antraceno. también es un sólido incoloro. que tienen igual cantidad de átomos de carbono e Hidrogeno una y otra molécula. y el Fenantreno son isómeros de C14H10. esto quiere decir que presentan la misma formula molecular. Funciones orgánicas oxigenadas. que contienen estructuras hidrocarbonada y algún grupo funcional con presencia de átomos de Oxigeno. pero que presentan distinta disposición espacial una de la otra. Es empleado también en la fabricación de colorantes e insecticidas. con el sufijo o terminación “ol” Ejemplos: Propanol (1rio) Un tipo especial de alcoholes lo constituyen los fenoles. En cuanto a la nomenclatura. los alcoholes en general presentan puntos de fusión y ebullición mayores que los éteres (estos últimos son isómeros de función con los alcoholes) de masa molecular semejante. Los alcoholes se caracterizan por presentar un grupo funcional –OH (oxhidrilo o Hidroxilo) de tal forma que de acuerdo al carbono al cual se encuentre unido definirá un alcohol 1ro. tenemos a los Alcoholes. es decir presentan una estabilidad relativa. ya que los primeros presentan mayor acidez pudiendo reaccionar inclusive con distintos Hidróxidos para la formación de sales. que en el caso de los éteres no pueden establecerse. aldehídos. debido a que entre sus moléculas se estableces interacciones puente hidrogeno. llamando a la molécula que lo constituye. de tal forma que su comportamiento químico difiere sustancialmente con los alcoholes de cadena carbonada lineal o alifática. los alcoholes se denominan. Ejemplo En cuanto a algunas de las propiedades químicas. que son compuestos que presentan al benceno acoplado con un grupo –OH (oxhidrilo). esteres y éteres. cetonas. 2rio o 3rio: cuando un átomo de carbono se enlaza solo a un único átomo de carbono se dice que es 1rio. ácidos carboxílicos. ya que espacialmente se encuentra mayormente disponible y menos impedido. Los alcoholes en general son bastante reactivos. Un detalle importante a tener en cuenta es la posición del grupo –OH dentro del alcohol que constituye. son inflamables y altamente volátiles. con lo cual la reactividad química es decreciente conforme aumenta el grado de estructuramiento del 85 . ya que el impedimento estético que sufre un alcohol 3rio.Dentro de este grupos de funciones orgánicas oxigenadas. cuando el carbono se enlaza a otros dos átomos de carbono se denomina 2rio y cuando esta enlazado a otros 3 átomos de carbono se denomina 3rio. no lo manifiesta uno 2rio. fenil . los alcoholes 1rios son significativamente mas reactivos que los 3rios. La nomenclatura para la definición del aldehídos corresponde a la mención de la molécula con el sufijo o terminación “al”. con dos radicales orgánicos. se encuentra unido a dos radicales alquilo o arilo. Fenil. 3rio).metilo Etil. Por ejemplo 86 . además los puntos de ebullición son superiores a los de los hidrocarburos de masa molecular semejante e inferiores a los de los alcoholes. por ejemplo. que consiste en la unión de dos moléculas de aldehído o de cetona.alcohol (1ro. pero si este grupo carbonilo o carboxilo. se caracterizan por la unión del oxigeno (puente “oxo”). isopropil . que siempre se encuentra en un carbono 1rio en el caso de los aldehídos. se caracterizan por tener un grupo funcional Carboxilo.éter Ciclohexil. para formar un compuesto que presenta una función aldehído o cetona y una función alcohol.éter Etoxi – isopropilo fenoxi . el compuesto es una cetona. La polaridad del doble enlace del grupo carbonilo. o se puede mencionar el radical que proviene del alcohol (de acuerdo al orden alfabético) con el sufijo “oxi” y el otro radical orgánico con la terminación o sufijo “ilo”. explica el comportamiento y propiedades físicas de estos compuestos. metil – éter o Fenoxi . En consecuencia. Los Éteres. Esta reacción sucede en medio básica y en presencia de calor. los aldehídos y cetonas mas sencillos son solubles en agua. Ejemplos. Los aldehídos y cetonas experimentan una reacción de autoedición llamada “alcoholización”. 2rio.ciclohexilo Aldehídos y cetonas. se mencionan ambos radicales orgánicos en orden alfabético con la terminación “il” y la palabra “éter” al final. En cuanto a la nomenclatura. Los ácidos carboxílicos se pueden obtener por oxidación de los aldehídos en presencia de Platino o Manganeso como catalizadores. Ejemplos Ac. La presencia de uniones puente hidrogeno explica la solubilidad en agua de los ácidos de cadena corta. Etanoico o Acético Ac.Propanal ciclohexanal La nomenclatura para la definición de las cetonas corresponde a la mención de la molécula con el sufijo o terminación “ona”. Metanoico o Fórmico (Presente en Vinagre) (Presente en picadura de Hormiga) Los puntos de fusión y ebullición de los ácidos carboxílicos son más altos que el de los compuestos orgánicos de similar peso molecular. influenciando la porción no polar de la molécula por sobre la polar. los ácidos carboxílicos son compuestos que presentan un grupo funcional –COOH unido a un radical alifático o aromático y se denominan como tales ya que manifiestan un grado de acidez apreciable. esto quiere decir que la polaridad del compuesto se va reduciendo. Por ejemplo Propanona butanona ciclopentanona Ácidos carboxílicos y ésteres. Esta solubilidad disminuye notoriamente al aumentar la longitud de la cadena carbonada. 87 . tal es el caso del Etanoato de pentilo es el responsable del aroma característico de las bananas y el Butanoato de metilo el aroma característico de la manzana. Grupo o radical Amino La estructura de las aminas. Los ésteres son menos solubles en agua que los ácidos. es semejante a la del amoniaco (NH3). los cuales son compuestos derivados de estos ácidos carboxílicos. Butanoato de Metilo 7. en los cuales el grupo Hidroxilo – OH. Ejemplos.La reacción entre dos moléculas de ácidos carboxílicos puede dar como producto de reacción a anhídridos mediante una reacción de deshidratación. Estos esteres pueden ser obtenidos a por la deshidratación de un acido carboxílico junto con un alcohol en presencia de un catalizador. Todas estas sustancias presentan por lo menos un grupo funcional amino. Los puntos de ebullición de los esteres resultan menores que el de los ácidos carboxílicos de semejante masa molecular debido a que no presentan grupos –OH no se establecen uniones puente hidrogeno entre sus moléculas. En cuanto a la nomenclatura. se mencionan en orden alfabético los sustituyentes orgánicos que las conforman con la terminación o sufijo “il” y al final la palabra “Amina”. cuya característica principal es la presencia de un átomo de Nitrógeno. uno. El más importante es el anhídrido acético que se obtiene a los 700ºC en presencia de un catalizador. ha sido sustituido por un grupo –OR. pero mucho mas volátiles. Funciones orgánicas nitrogenadas. 88 . en el cual. presentan aromas agradables que confieren sabores y olores característicos a las frutas y flores. que en general resulta ser un acido fuerte. secundarias o terciarias respectivamente (situación semejante a la sustitución del grupo –OH en los alcoholes). dos o tres átomos de hidrogeno. Otro de los productos de reacción son los Esteres. se reemplazan por radicales alifáticos o aromáticos y dan origen a las aminas que pueden ser primarias. tal como el H2SO4. Aminas y amidas. Etanamida Benzan. debido a la posibilidad de formar interacciones puente hidrogeno. En cuanto a la reactividad química. este carácter básico es mayor en las aminas alifáticas que en las aromáticas. Las Amidas son compuestos más básicos que las aminas y mucho menos reactivos que los ácidos carboxílicos.Ejemplos. Las aminas primarias y secundarias presentan puntos de fusión y ebullición más altos que las aminas terciarias. las aminas reaccionan con ácidos orgánicos e inorgánicos para generar sales de amonio. Las aminas se pueden formar por medio de la reacción entre un halogenuro de alquilo o un alcohol en exceso de amoniaco. En cuanto a la nomenclatura. dimetanamida. pudiendo continuar el mecanismo de reacción. las aminas primarias son las más reactivas debido al escaso impedimento estérico que presentan sus estructuras. para la formación consecutiva de aminas secundarias y terciarias también. que no es posible lograr en el caso de las aminas terciarias que esta totalmente saturado de enlaces el núcleo de Nitrógeno. reduciéndose en las secundarias y terciarias. que prácticamente no reaccionan estas últimas debido al gran impedimento estructural que presentan. en orden alfabético y con el sufijo “an”. con la palabra “amida” al final Ejemplos. Al igual que el amoniaco. se mencionan los grupos orgánicos intervinientes en la conformación. Se las puede obtener por deshidratación de un acido carboxílico en presencia de amoniaco. 89 . El comportamiento químico de las aminas se relaciona con el carácter básico que le confiere el par de electrones no enlazantes que le queda al nitrógeno. e) 2-metilpropeno. Ejemplos. EJERCITACIÓN 1 Formular y nombrar según las normas de la IUPAC todas las fórmulas estructurales posibles del C5H12 y C3H6Cl12. g) 2-2-hexadieno. c) 3-ciclopentadieno. b) 1-3-butadieno. las Amidas se pueden clasificar en primarias.Al igual que los alcoholes y las Aminas. d) 2-octeno. secundarias y terciarias de acuerdo al grado de sustitución que sufra el nitrógeno proveniente del amoniaco que reacciona en su formación. 90 . f) 3-metil-2-penteno. 4) Escribir las fórmulas estructurales para los siguientes compuestos: a) propeno. i) 2-4-dimetil-1-penteno. 2) Nombrar las siguientes fórmulas estructurales según las normas de la IUPAC: a) CH3-CH=CH-CH2-CH2-CH3 b) CH3-CH(Cl)-CH=CH-CH3 c) CH3-C(Br)=C(Br)-CH3 d) (CH3)2C=C(Br)-CH3 e) (CH3)2CH-CH=CH2 3) ¿Cuál de las estructuras del ejercicio anterior pueden tener isomería geométrica (cis-trans). h) 2-buteno. j) 1-buteno. b) 3-metil-4-propil-octanal. c) 2-4-pentanona. c) Un grupo carbonilo unido a un grupo hidroxilo.5) Nombre los siguientes compuestos: 6) Según los siguientes reactivos. 10) El compuesto siguiente se denomina: a) Dipentanona 2. 91 . b) Un grupo carbonilo unido a dos radicales alquilo. 8) Escriba tres isómeros que respondan a C4H8O y nómbrelos. c) Propinaldehído. d) Dipentanona simétrica. a) CH3-CH=CH2 + HOCl b) (CH3)3COH + HCl c) CH3CH2OH + H2SO4 d) C2H5OH + Na 7) Los aldehídos se caracterizan por tener: a) Un grupo carboxilo. d) 2-metilpropanal. escriba el o los productos que se obtienen en la reacción correspondiente. d) Un grupo carbonilo unido a un átomo de hidrógeno.4. b) 2-4-pentano-diona. 9) Escriba las fórmulas estructurales de los siguientes compuestos: a) Pentanal. b) Butanoico. j) Trimetilacético. d) Valeriánico. β -dimetilcaproico. c) Carboxilo. b) Dos alcoholes. c) Un ácido y un alcohol. 92 . 14) Nombre los siguientes compuestos: 15) Un éster es el producto de la reacción entre: a) Dos ácidos. i) Anhídrido ftálico. c) 2-etil-hexanoico. d) Ninguno de ellos. k) Propionato cálcico. f) 3-butenoico.11) Nombrar los siguientes compuestos: 12) El grupo funcional CO-OH se denomina: a) Carbonilo. b) Aldehído. g) Bromoacetato de etilo. 13) Escriba la fórmula estructural de los siguientes compuestos: a) Propanoico. e) α. h) Cloruro de propanoilo. 17) ¿Cuál de los siguientes compuestos es un éster?: 93 .d) Dos cetonas. 16) Escriba las fórmulas y nombres de los ésteres que pueden resultar de la combinación entre: a) Acido propanóico y metanol. b) Acido etanóico y 2-propanol.