Los compuestos químicos

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Los compuestos químicos

Como hemos visto, en la naturaleza apenas existen alrededor de 90 elementos químicos.


Si ellos permanecieran aislados unos de los otros, sin combinarse, la naturaleza sería bastante monótona ya que tendríamos un número de materiales verdaderamente limitado.

Pero por suerte, sabemos que no es así.


Continuamente se descubren nuevos compuestos en su forma natural o se crean de manera artificial en los laboratorios.

¿Cuántos se conocen en la actualidad?


Sería temerario decirlo, tal vez se cuenten por centenares de miles, es difícil precisar el número de compuestos conocidos, sin embargo, los que encontramos en la naturaleza o sintetizados son todavía bastante limitados con relación al total que potencialmente podría existir.


A estas sustancias las denominamos compuestos por la sencilla razón de estar formadas por elementos en cualquiera de sus formas alotrópicas.


Cada compuesto tiene unas propiedades físicas y químicas definidas que le permiten diferenciarse de los demás.

Tales propiedades son, en buena medida, reflejo de su composición elemental.


Pero esto no significa que las propiedades de un compuesto sean la simple sumatoria de las propiedades de los elementos que le constituyen.

El cloruro de sodio sería un buen ejemplo para desmentirlo.


En condiciones ambientales estándar, el sodio (izquierda) es un sólido gris; el cloro (derecha) un gas amarillo-verdoso muy tóxico.

Al combinarse ambos producen un sólido blanco, la sal de mesa (centro) por todos conocida.


Por otra parte, dos compuestos pueden estar formados por los mismos elementos pero dependiendo de la proporción en que se encuentren combinados pueden tener propiedades químicas y físicas bien diferentes.


Por ejemplo: el agua y el agua oxigenada son sustancias diferentes debido a la proporción en que se encuentran presentes en ellas los elementos que las componen.


Para calmar la sed no tomaríamos agua oxigenada, sustancia muy corrosiva que al intentar ingerirla destrozaría nuestro tracto digestivo, a pesar de que está formada por los elementos hidrógeno y oxígeno al igual que nuestra vital agua.


Este ejemplo nos conduce a valorar la importancia de la escritura exacta de las llamadas fórmulas de los compuestos.


La fórmula del agua es, como prácticamente todo el mundo sabe, H2O y, en cambio, la del agua oxigenada, cuyo nombre químico formal es peróxido de hidrógeno, es H2O2.


Dado que estas fórmulas representan la composición de una molécula del compuesto, por lo que se les conoce como fórmulas moleculares, es posible afirmar que una molécula de agua tiene 2 átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno, mientras que la molécula de peróxido de hidrógeno tiene 2 átomos de hidrógeno y 2 de oxígeno.


Muchos compuestos no se presentan comúnmente en la naturaleza como moléculas aisladas sino más bien en estado sólido, como infinitas redes de átomos ionizados.

Se les conoce como compuestos iónicos.


Su representación molecular se hace a través de fórmulas empíricas, las cuales constituyen la proporción mínima de números enteros en que se combinan los átomos de los diferentes elementos.


Por ejemplo, cuando decimos que la fórmula del fluoruro de calcio (fotografía derecha) es CaF2, no estamos pensando en una molécula sino en una red con innumerables iones en la que por cada ión de calcio se encuentran 2 iones de fluoruro.


Para los compuestos moleculares en cuya composición se encuentran átomos no del todo ionizados también es posible escribir la fórmula empírica.

Es el caso del agua oxigenada cuya fórmula empírica sería HO.

Los nombres de los compuestos

Antes de que existiera la idea de “socializar” de manera reglamentada los nombres de las sustancias, fue apareciendo un alto número de compuestos con nombres usuales o comunes que se aprendían más por la práctica que por sistematización alguna, razón por la cual el nombre trivial no señalaba ninguna característica del compuesto.

Calcita

Yeso


Algunos ejemplos de estas sustancias son:

H2O: agua; NH3: amoníaco; CaO: cal viva; CaSO4 hidratado: yeso. Calcita

Yeso

Amoníaco


Éstos y muchos nombres de compuestos químicos son aceptados como correctos.

También a nivel industrial existen muchos productos químicos cuyo nombre no corresponde a su composición molecular.

Calcita

Yeso


Denominando compuestos químicos

Actualmente existe la tendencia a adoptar un sistema de nombres que permite caracterizar las propiedades de la sustancia con la mayor precisión posible.

Para ello se da un nombre genérico correspondiente a la familia que agrupe al compuesto según su función química.


Posteriormente, se especifica qué elemento presenta determinada función e, incluso, el estado de oxidación de éste, lo cual se logra con un manejo de terminaciones y de prefijos, según se requiera.


Más recientemente la nomenclatura Stock reglamenta el uso del nombre genérico (óxido, hidróxido, ácido, etc.), seguido del elemento que pertenece a determinada familia.

Con un número romano encerrado entre paréntesis se especifica el estado de oxidación.


Para simplificar la tarea de asignar nombres a los compuestos es prudente agrupar a las familias según su contenido o no de oxígeno.

Con oxígeno: óxidos, hidróxidos, ácidos oxigenados (oxiácidos) y sales oxigenadas (oxisales).

Sin oxígeno: hidruros, hidrácidos y haluros o sales haloideas.


La IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), mediante la comisión encargada de revisar constantemente la nomeclatura, casi todos los años presenta modificaciones tratando de perfeccionar reglas para un mejor uso de la nomenclatura química.


Estas reglas se van integrando gradualmente para facilitar su aceptación a corto plazo.



Juntos y separados:El enlace químico

Enlace (modelo) covalente Imaginemos dos átomos de

hidrógeno que, separados inicialmente por una distancia considerable, comienzan a aproximarse el uno al otro.

A medida que disminuye la distancia que los separa, las fuerzas eléctricas de repulsión y de atracción se hacen cada vez más intensas.


Enlace (modelo) covalente Las fuerzas de repulsión

ocurren entre los dos electrones, por un lado, y entre los dos núcleos, por el otro; mientras que las de atracción ocurren también entre el electrón de cada uno de los átomos y el núcleo del otro y viceversa.


Enlace (modelo) covalente ¿Cuál es la distancia límite a

la que podrán aproximarse? Se acercarán hasta una

distancia promedio a la cual las fuerzas de atracción igualen a las de repulsión.


Enlace (modelo) covalente Pero si intentaran acercarse

aún más, las fuerzas repulsivas serían mayores y los átomos se apartarían hasta la distancia promedio de máxima estabilidad.


Enlace (modelo) covalente De esta forma se habrán

combinado estos dos átomos de hidrógeno (H) para formar una molécula que podemos representar mediante la sencilla fórmula H2.


Enlace (modelo) covalente El modelo que explica esta

unión se denomina modelo de enlace covalente y la compartición de electrones da lugar a la energía de estabilización que hace posible la formación de la molécula.


Dado que los átomos en una molécula por encima de 0 K no permanecen estáticos, es decir, se mueven hacia adelante y hacia atrás, la molécula vibra, pero la distancia internuclear promedio es más o menos constante de una molécula a otra y se le conoce como longitud de enlace.


Si se hiciera un análisis de una bombona de hidrógeno se encontraría que prácticamente todos los átomos prefieren organizarse formando moléculas de dos átomos.


Cabría preguntarse, ¿por qué no tienden más bien a estar cada uno por su lado como átomos individuales?

La respuesta es muy sencilla: el sistema que conforma la molécula es más estable que el de los átomos separados.


En otras palabras, los átomos se enlazan buscando construir sistemas más estables, en este caso, moléculas.


Si por el contrario analizáramos una bombona contenedora del gas helio encontraríamos que los átomos se encuentran cada uno por su lado.


Si a cada una de estas partículas, por existir de manera individual, separadas una de otra, la denomináramos molécula, deberíamos decir que el helio se presenta en forma de moléculas monoatómicas, o sea, formadas por un solo átomo.


La pregunta lógica sería, ¿por qué el helio no forma moléculas diatómicas como sí lo hace el hidrógeno?


Siendo consistentes con la respuesta anterior tendríamos que aceptar que el átomo de helio es suficientemente estable, por lo que no necesita enlazarse con otro de sus congéneres.


¿Podrías contestar entonces qué tiene el átomo de helio que no tenga el de hidrógeno?

Juntos y separados:El enlace químico Más aún, ¿qué tienen los gases

nobles helio, neón, argón, criptón, xenón y radón que no sólo no forman moléculas diatómicas, sino que les cuesta muchísimo enlazarse con los átomos del resto de los elementos, a tal punto de que no fue sino hasta 1962 cuando se pudieron sintetizar los primeros compuestos del xenón y del criptón?

Ejercicio mental

En el caso de la molécula de H2, la longitud de enlace tiene un valor de 74 pm, donde el símbolo pm corresponde al picómetro, que equivale a 10-12 metros.

Si lográramos alinear las moléculas una al lado de la otra, ¿cuántas entrarían en 1 milímetro? (a) 13 513 moléculas. (b) 0,135 moléculas. (c)13,513 x 103 moléculas. (d) 135 135 135,135 moléculas

Los gases nobles

El comportamiento de los gases nobles condujo, en el lapso 1916-1919, a los químicos norteamericanos G.N. Lewis e I. Langmuir, y al alemán W. Kossel a plantear que esos elementos, los gases nobles, tenían una configuración electrónica que les confería estabilidad y por esa razón no se combinaban con otros, mientras que el resto de los elementos químicos formaban enlaces para tratar de adquirir una configuración electrónica igual a la de los gases nobles.

Los gases nobles

Así, en el caso del hidrógeno, al formar un enlace donde comparten entre los dos núcleos un par de electrones, cada átomo adquiere la configuración del helio (2 electrones) en su última y única capa.

Los gases nobles Para otros átomos, la

tendencia, según la propuesta de Lewis-Langmuir-Kossel, mejor conocida como teoría de Lewis, sería enlazarse de tal forma que en su último nivel electrónico tuvieran 8 electrones, como lo indica la distribución electrónica del resto de los gases nobles, a la cual se denominó la regla del octeto.

Los gases nobles

Para representar estas moléculas se utilizan los denominados diagramas de Lewis.

Estos diagramas consisten en el símbolo del elemento que representa el núcleo del átomo y los electrones de los niveles internos, rodeados por puntos que simbolizan los electrones del último nivel o capa de valencia.

Los gases nobles

Cuando dos átomos comparten dos y tres pares de electrones se habla de enlace doble y triple respectivamente.

Existen, además, casos de moléculas que no cumplen con la regla del octeto por presentar, alrededor de algunos de sus átomos, un número de electrones diferente a 8 en el último nivel.

Un poco de historia

Gilbert Newton Lewis nació el 23 de octubre de 1875, en Massachussets, EE.UU.

Fue un niño muy precoz pues aprendió a leer a los tres años de edad.

Obtuvo sus títulos de Licenciatura y Doctorado en la Universidad de Harvard, en 1896 y 1899 respectivamente.

Un poco de historia

Fue docente de esta prestigiosa Universidad, así como del Instituto Tecnológico de Massachussets (MIT) y, finalmente, de la Universidad de California, en Berkeley, desde 1912 hasta el fin de sus días.

Un poco de historia

De su matrimonio con Mary Hinckley Sheldon nacieron dos hijos varones que con el tiempo serían también profesores de Química, además de una hija.

Un poco de historia

En 1916, en su publicación El átomo y la molécula, da a conocer su famosa teoría del enlace covalente, y en 1923 formuló la teoría del par electrónico para explicar las reacciones ácido-base.

Un poco de historia

Durante 25 años determinó las energías libres de varias sustancias, lo que contribuyó a formalizar la Termodinámica Química.

Un poco de historia

En 1933 fue el primero en obtener agua pesada pura, constituida por el isótopo hidrógeno-2 (deuterio), sustancia que había sido descubierta por Harold Urey, uno de sus más aventajados estudiantes.

Un poco de historia

El 23 de marzo de 1946, a la edad de 70 años, Gilbert Newton Lewis murió de un ataque al corazón mientras trabajaba en su laboratorio en Berkeley.

Un poco de historia

Recibió muchos reconocimientos y honores a lo largo de su carrera científica, pero nunca le fue otorgado el Premio Nobel que, según muchos, tanto mereció.

Enlaces covalentes

Los enlaces químicos donde se comparten, genéricamente hablando, pares de electrones se denominan enlaces covalentes.

Enlaces covalentes

Para que se forme este tipo de enlace es condición que los dos átomos participantes tengan una tendencia similar a ganar electrones (electronegatividad parecida).

Enlaces covalentes

Sin embargo, no es lo mismo que la molécula esté formada por dos átomos idénticos, como es el caso de las moléculas de O2, N2 y Cl2, a que lo esté por átomos diferentes como ocurre en el enlace del cloruro de hidrógeno (HCl) o del amoníaco NH3.

Enlaces covalentes

Cuando los átomos pertenecen a un mismo elemento, la carga electrónica estará uniformemente distribuida a lo largo de la molécula, por lo que decimos que estamos en presencia de enlaces covalentes no polares.

Enlaces covalentes En la molécula de HCl encontramos que

el átomo de cloro presenta una electronegatividad de 3,0, la cual es superior a la del hidrógeno que tiene un valor de 2,1, por lo tanto, el par de electrones que participa en el enlace tenderá a estar más cerca del núcleo del cloro que del hidrógeno, creándose una polaridad de carga donde los alrededores del átomo del halógeno se comportan como un polo negativo, mientras que en el entorno del átomo de hidrógeno se crea un polo positivo.

Estamos, entonces, frente a un enlace covalente polar.

Enlaces covalentes

En las moléculas diatómicas lineales la polaridad viene dada por la separación o no de carga que exista en el único enlace que poseen.

Enlaces covalentes

La polaridad en moléculas más complejas no sólo depende de la polaridad de sus enlaces, sino también de la forma espacial que las moléculas posean.

Enlaces covalentes

La polaridad de un enlace se mide mediante una magnitud denominada momento dipolar (μ), que se expresa en unidades de Debye, y depende de la magnitud de las cargas y de las distancias que las separan (longitud de enlace).

Enlaces covalentes

Al ser ésta una magnitud vectorial, el momento dipolar total de la molécula será la sumatoria vectorial de los momentos dipolares de los diferentes enlaces.

Enlaces covalentes

Así, la molécula de agua (H2O) y la de amoníaco, al tener forma angular y piramidal respectivamente, consideradas todas las contribuciones de polaridad, resultan ser moléculas polares.

Enlace covalente

En cambio, en el CO2 y en el CCl4 la forma de sus moléculas, lineal y tetraédrica respectivamente, hace que los vectores se anulen dando como resultado moléculas no polares, a pesar de poseer enlaces polares.

Enlace iónico

Si la diferencia de electronegatividad entre los átomos es muy grande, más que compartir electrones, aunque sea con cierta polaridad, lo que ocurre es que el átomo del elemento más electronegativo le quita electrones al que presenta menor electronegatividad.

Enlace iónico

De este modo, estamos en presencia de la formación de iones por lo que el enlace recibe el nombre de iónico.

Enlace iónico

Según el modelo de Lewis, en el caso del NaCl, el sodio, que es mucho menos electronegativo que el cloro, le cede a éste un electrón, quedando ambos con 8 electrones en el último nivel, convertidos en iones (Na+ y Cl-).

Enlace iónico

En el fluoruro de calcio (CaF2) la transferencia del metal al halógeno es de 2 electrones, pero como cada átomo de flúor lo que acepta es un electrón, para llegar a 8 harán falta dos átomos de este elemento por cada átomo de calcio, produciéndose los iones Ca2+ y 2 F-.

Enlace iónico

Estos compuestos, clasificados como sales, poseen la particularidad de tener altos puntos de fusión que, en el caso del NaCl, alcanza los 800 ºC.

Enlace iónico

Se les encuentra en estado sólido a presión y temperatura ambiente formando cristales donde los iones se organizan en interesantes formas geométricas, como los cubos del cloruro de sodio, NaCl, que pueden ser observados con una simple lupa, y en las salinas se pueden apreciar extraordinarios cubos.

Enlace iónico

La estabilidad de este tipo de sales no proviene de la formación de pares de iones Na+ y Cl- sino de una distribución tridimensional que conforma una red cristalina.

Por la rigidez de esta red las sales son más bien quebradizas.

Enlace iónico

Cuando las moléculas de los compuestos covalentes están lo suficientemente juntas, formando líquidos y sólidos, pueden producirse interacciones entre ellas que dan lugar a los llamados enlaces intermoleculares.

Enlace iónico

De esta manera, en un vaso de agua líquida y en el hielo, las moléculas de agua, H2O, se juntan entre sí a través de enlaces de puente de hidrógeno.

Enlace iónico

En sustancias polares como el HCl, sus moléculas de polaridad permanente pueden organizarse de tal forma que el polo positivo de una molécula atraiga al polo negativo de otra molécula vecina.

Enlace iónico

Ello explica que en el HCl y el F2, a pesar de tener masas moleculares comparables, el punto de ebullición del cloruro de hidrógeno HCl sea de 188 K y, en cambio, el de F2, por tener moléculas no polares, sólo alcance 85 K.

Enlaces intermoleculares

En el caso de sustancias moleculares y no polares como el benceno (C6H6), las interacciones intermoleculares que mantienen unida una molécula con otra se explican por la formación de dipolos momentáneos, no permanentes, que persisten sólo fracciones de segundo debido al movimiento constante de electrones y que en algún instante podrían estar más desplazados hacia una zona de la molécula.


Esta fuerza es suficiente para mantener juntas a las moléculas vecinas.


De allí que el benceno, a presión y temperatura ambiente, al igual que muchos otros hidrocarburos, sea un líquido muy volátil pues las moléculas que lo constituyen escapan con cierta facilidad de las débiles ataduras de sus fuerzas intermoleculares.


A estas fuerzas de dipolos inducidos se les conoce como fuerzas de London en honor al científico Fritz London, quien dio una explicación teórica del fenómeno en 1928.

El enlace de átomos en metales

Un ejemplo muy ilustrativo de cómo un modelo de enlace puede explicar importantes propiedades de un material es el denominado modelo del mar de electrones (Mar de Fermi) de una red metálica.


Para explicar cómo se mantienen unidos los átomos en los metales se utiliza el modelo del enlace metálico.


En este caso, un trozo de un metal es visualizado como una red de iones positivos que deja libres a los electrones de la última capa.


Dado que entonces los electrones gozan de una gran movilidad a lo largo de la red, si se coloca una fuente externa en cada extremo del alambre, entrarán y saldrán electrones con gran facilidad, lo que explica la conductividad eléctrica.


Además, si una capa de iones metálicos es forzada a atravesar otra capa al ser golpeada la lámina metálica por un martillo, la flexibilidad del mar electrónico le permitirá amoldarse a la nueva situación, explicándose con ello la maleabilidad que caracteriza también a los metales

Mezclas y disoluciones

¿Qué tienen en común los aceros, las gasolinas, los vidrios y las aguas minerales envasadas industrialmente?


En la elaboración de estos útiles materiales de nuestra cotidianidad son esencialmente importantes las sustancias que se utilizan y las concentraciones en las cuales esas sustancias son añadidas.


En la producción del acero se hace necesario reducir la cantidad de carbono del hierro bruto hasta un 1,5% máximo, así como eliminarle, en forma de escoria, impurezas como el silicio y el fósforo.


Luego se añaden en determinadas concentraciones los elementos de aleación (Cr, Ni, Mn, V, Mo, W) que le darán al acero las propiedades deseadas.


Las gasolinas poseen diferentes estándares de calidad, como el denominado octanaje.


Si contiene principalmente alcanos de cadena lineal (hexano, heptano y octano) la gasolina se quema muy rápido ocasionando detonaciones inconvenientes para el motor.


En cambio, si posee una mayor cantidad de alcanos de cadenas ramificadas, la combustión será satisfactoria para el buen funcionamiento del automóvil.


La fabricación de vidrios es un arte milenario.


El más antiguo es el llamado vidrio de cal y de sosa que contiene carbonatos de sodio y potasio, y dióxido de silicio, donde por cierto los iones calcio hacen al vidrio insoluble en agua, pudiéndose usar en objetos como vasos y botellas.


Si se le agrega Fe2O3 (óxido de hierro), el vidrio adquiere el característico color verde botella, mientras que el óxido de cobalto (CoO) le imprime una coloración azul.


Y si por ejemplo se quiere que resista cambios bruscos de temperatura sin resquebrajarse, propiedad muy importante para el instrumental de laboratorio de química, se le añade óxido bórico (B2O3).


Por su parte, al agua mineral que nos tomamos, además de que cumpla con las normas bacteriológicas, es necesario que se le controle la concentración de los diferentes iones: Ca2+, Mg2+, Na+, K+, NO3-, SO4

2- y Cl-, entre otros.


De este modo estamos en presencia de cuatro ejemplos de mezclas o disoluciones importantes en nuestras vidas.

Clasificando mezclas y disoluciones

Las mezclas y disoluciones se pueden clasificar siguiendo diversos criterios.

Según su apariencia óptica, tenemos mezclas heterogéneas que son aquellas formadas por materiales que poseen diferente composición según la zona donde se observe.

Un ejemplo muy conocido es el granito de los pisos.


En cambio, una mezcla que tiene una composición constante en toda su extensión se le clasifica como mezcla homogénea.

Ejemplo: las aleaciones metálicas o una solución como el azúcar en agua.

El tamaño de las partículas también nos da diferentes tipos de mezclas.


Los átomos y la mayoría de las moléculas e iones tienen tamaños que no exceden a 1 nm (1 nanómetro = 10-9 metros).

Ello es lo que caracteriza a disoluciones propiamente dichas como la sal en agua.

Pero si las dimensiones de las partículas van entre 1 y 1000 nm estamos en presencia de coloides.



Una de las propiedades que diferencian las disoluciones verdaderas de las coloidales es la capacidad que poseen estas últimas de dispersar la luz en diferentes direcciones (vaso a la izquierda).


Éste es el llamado efecto Tyndall que podemos observar en la dispersión de los rayos del Sol por el polvo suspendido en el aire.

Enlace iónico

Como ejemplos de mezclas coloidales podemos mencionar: Aerosoles líquidos

como la niebla, nubes, rocíos aerosoles.

Aerosoles sólidos como partículas de humo u hollín en el aire, virus en el aire, escapes de automóviles.

Enlace iónico Emulsiones, es decir, líquido

dispersos en otros líquidos, como la leche, la mayonesa, crema facial.

Soles, sólidos dispersos en líquidos como las pinturas.

Geles, líquidos dispersos en sólidos como las gelatinas.

Espumas, gases dispersos en líquidos como la espuma de la malta.

Hazlo tú mismo:Coloides coagulados

Añadir dos cucharadas soperas de vinagre o jugo de limón a unos 100 ml de leche completa y a 100 ml de leche descremada.

Agitar y observar qué sucede. Déjarlas reposar por 24 horas a

temperatura ambiente.

Hazlo tú mismo:Coloides coagulados

Observar y registrar los resultados. ¿Qué ocurrió? ¿Qué ocurrirá si en lugar de añadir

vinagre se agregan dos cucharadas de sal?

¿Tendrá la sal el mismo efecto sobre la leche que el ácido?

¿Sabías que...?

Las partículas de suelo son acarreadas por los ríos en forma de soles hidrofóbicos.

Cuando el agua de río, que contiene grandes cantidades de partículas de sedimentos suspendidas, se encuentra con agua de mar, que posee elevadas concentraciones de iones, las partículas se coagulan para formar agregados.

Los deltas de los ríos Mississippi, Nilo y Orinoco se formaron de esta manera.

Mezclas y disoluciones:¿iguales o diferentes?

Aunque con frecuencia utilizamos los términos de manera indiferenciada, en una mezcla heterogénea las sustancias que están en contacto unas con otras sufren interacciones muy pequeñas.


Ello ocurre, por ejemplo, si mezclamos harina y azúcar, o en un suelo donde tengamos arena, trocitos de rocas, humus, etc.


En cambio, en mezclas homogéneas como una disolución las sustancias constituyentes interactúan entre sí de tal forma que pueden romperse y formarse enlaces entre los constituyentes que las conforman.


Veamos: Al añadirle sal común

(NaCl) al agua, las moléculas polares del solvente rompen la red cristalina y rodean a los iones sodio, Na+, y a los iones cloruro, Cl-, orientándose de manera diferente en cada caso.


Por ejemplo, pueden colocarse los átomos de oxígeno (polo negativo de la molécula de agua) frente a los iones sodio y, los átomos de hidrógeno (polos positivos), hacia los iones cloruro.


Así, las cargas opuestas se atraen formándose enlaces entre las partículas, lo que conduce a la disolución de la sal.


El azúcar de mesa (sacarosa), por el contrario, no se disocia en iones.


Aquí las fuerzas de atracción que mantienen unidas a las moléculas de sacarosa en el cristal son vencidas por las fuerzas que atraen a las moléculas del solvente (agua) y del soluto (el azúcar), formándose enlaces tipo puente de hidrógeno.


Cuando una sustancia no es soluble en otra, como el agua y el aceite (imagen a la derecha), lo que ocurre es que la débil fuerza de atracción que pueda existir entre las moléculas de ambos líquidos no compensa las fuerzas de atracción que existen entre las moléculas de agua (que están enlazadas unas con otras mediante puentes de hidrógeno sustancialmente fuertes), ni tampoco la fuerza que atrae entre sí a las moléculas del aceite.


De allí que digamos: “lo semejante disuelve lo semejante”.

Las moléculas polares del agua disuelven al cristal iónico de la sal y al cristal de las moléculas polares de la sacarosa, mientras que no disuelven a las moléculas no polares del aceite.

Influencia de la temperatura y la presión en la solubilidad

Cuando queremos preparar una limonada es recomendable agregar y disolver el azúcar antes de añadirle el hielo.


La razón es muy simple: una baja temperatura no sólo retarda el proceso de disolución sino que disminuye la cantidad de azúcar que pueda disolverse.


Hablando de bebidas refrescantes, todos hemos visto cómo una gaseosa caliente burbujea más intensamente que estando fría.


En otras palabras, el CO2 (dióxido de carbono contenido en la gaseosa) tiende a disolverse en menor cantidad a más altas temperaturas.


Los peces son víctimas frecuentes de la disminución del oxígeno disuelto en los cuerpos de agua por el aumento de la temperatura, debido, por ejemplo, a la descarga de agua caliente procedente de una industria.


En la gráfica se observa cómo varía la solubilidad de diversas sales a medida que aumenta la temperatura.


Destapar una bebida gaseosa es un caso frecuente que nos ilustra acerca de cómo influye la presión en la solubilidad de las sustancias.


Al quitar la tapa, disminuimos violentamente la presión a la que fue envasada la bebida que contiene dióxido de carbono, por lo que éste escapa de la disolución.


Otra situación bien interesante, pero a la vez muy peligrosa, es la que pueden confrontar los buzos si ascienden muy rápido desde la profundidad de las aguas.

Como sabemos, todo buceador debe llevar un suministro de aire comprimido.


El aire sometido a las altas presiones de las aguas profundas es más soluble en la sangre que a presiones atmosféricas normales.


Si el buzo asciende muy rápidamente, el exceso de nitrógeno disuelto en su sangre se desprende como burbujas, ocasionando fuertes dolores en las extremidades y articulaciones.


Además, al interferir peligrosamente con el sistema nervioso, también produce vértigo, parálisis y sordera.

Para evitar esto, el buzo debe ascender lentamente o someterse a una cámara de descompresión.


Adicionalmente se puede sustituir el aire por una mezcla helio-oxígeno, ya que el helio es menos soluble en la sangre que el nitrógeno.

Concentración de las disoluciones

Para expresar la concentración de las disoluciones, se utilizan relaciones proporcionales entre la cantidad de una de las sustancias componentes (generalmente el soluto) y la cantidad de disolución o de solvente.


Estas cantidades se expresan en términos de masa (gramos y kilogramos), volumen (litros o decímetros cúbicos) y cantidad de sustancia (moles y milimoles).


El CO inhalado reduce la capacidad de la sangre para transportar O2.


Cuando su concentración alcanza el valor de 2,38 g/dm3 resulta mortal.


Por ello es realmente peligroso mantener encendido el motor de un automóvil en sitios cerrados como lo es un garaje.

Estrategia didáctica

No sólo en Química aparecen magnitudes de concentración (aquí de las disoluciones).

Por ejemplo: ¿cómo se puede establecer la concentración de personas en un área determinada (densidad poblacional)?

Hace falta proponer una relación proporcional entre el número de personas y el área que ellas ocupan.


Sería recomendable hacer cálculos sobre cuánto varía la concentración al modificar el número de personas o el área y deducir que diferentes áreas con distinto número de personas pueden tener la misma densidad poblacional.


Luego, sobre la base de que la cantidad de un material se puede expresar mediante la masa, el volumen o la cantidad de sustancia, se pueden deducir las posibles combinaciones en que se pueden presentar las proporciones entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolución o solvente, dándose cuenta de que algunas relaciones posibles pudieran parecer sin una evidente utilidad práctica.


Reacciones y ecuaciones químicas

Cuando horneamos los componentes de una torta, entre otros cambios en los materiales se produce el desprendimiento del gas dióxido de carbono que, al abrir pequeños orificios por los que escapa, le da esa agradable consistencia esponjosa a tan sabroso postre.


Al freír un huevo, las altas temperaturas desnaturalizan sus proteínas al romperse sus moléculas.


Si por error agregamos cloro al lavar una ropa de vistosos colores, veremos cómo lamentablemente ésta queda con manchas blancas.


Y si a las rejas de las ventanas no las recubrimos con pintura adecuada, la acción del oxígeno y el agua ambientales, con el tiempo, las recubrirán con herrumbre u óxido color pardo-rojizo.


Todos estos son ejemplos de hechos cotidianos que implican transformaciones que producen nuevas sustancias.

A estos cambios se les conoce como reacciones químicas.

¿Cómo lograr reacciones químicas?

Se trabajará con zinc en polvo y cristales de yodo.

Observar cada uno de ellos. Anotar sus características: color, tipo de

cristales, propiedades. Juntarlos en un vidrio de reloj usando un

agitador de vidrio. Anotar las observaciones.

¿Cómo lograr reacciones químicas?

Añade 1/2 gotero de agua. ¿Qué ocurrió? ¿Cómo es ahora la sustancia formada? ¿Qué sustancia inició la reacción? ¿Será

esta sustancia un catalizador?, ¿por qué? Precaución: los vapores de yodo son

tóxicos.


Cuando ocurre una reacción química se rompen y se forman nuevos enlaces entre los átomos, de tal manera que en la reorganización se producen nuevas sustancias.


Para romper un enlace químico hace falta absorber cierta cantidad de energía y, por el contrario, cuando se forma el mismo enlace se desprende esa misma cantidad de energía.


Por tal razón, a ésta la denominamos energía de enlace.

En definitiva, en una reacción química no sólo nos interesan las sustancias que reaccionan y que se producen, sino también la energía asociada a la transformación (energía de reacción).


Para representar una reacción química podemos utilizar los conocidos modelos de esferas, los cuales dan cuenta de los átomos organizados en diversas moléculas o, más esquemáticamente, mediante las llamadas ecuaciones químicas.

Reacciones y ecuaciones químicas En una ecuación química

se escriben las fórmulas de las sustancias reaccionantes del lado izquierdo de una flecha que significa “produce(n)”, y del lado derecho las fórmulas de las sustancias que se obtienen como producto.



En toda reacción química se conserva el número de átomos que hay de cada elemento, pues lo que ocurre es que esos átomos se reordenan.


Para expresar lo que pasa en una reacción química delante de las fórmulas se colocan unos números llamados coeficientes que nos indican el número de átomos y moléculas que están participando.


A su vez, las fórmulas de las sustancias presentan unos números del lado derecho inferior de los símbolos de los elementos denominados subíndices, ellos representan el número de átomos.


Así, cuando escribimos en una ecuación 2 H2O estamos representando dos moléculas de agua que, en total, suman 4 átomos de hidrógeno y dos de oxígeno.


Elementos y compuestos: ¿Cómo se comportan?

Hasta ahora hemos hablado de compuestos químicos, mezclas, disoluciones, concentración de las disoluciones, fórmulas y ecuaciones químicas.


Ha llegado el momento de describir las propiedades de los elementos de los grupos 1, 17 y 18 de la tabla periódica y de algunos de sus compuestos.


Reactividad de los metales Algunos metales son

altamente reactivos mientras que otros reaccionan escasamente.


Reactividad de los metales Los metales altamente

reactivos no se encuentran en la naturaleza en estado elemental, ya que forman compuestos muy estables que son difíciles de separar.


Reactividad de los metales Por ejemplo, los

metales alcalino térreos nunca se encuentran en la naturaleza en forma pura sino en compuestos en los minerales formando las rocas (ver tabla periódica).


Todos los metales pueden ser colocados en orden según su reactividad con el agua y el aire, y eso es lo que se llama Serie de Reactividad.


La figura presenta esta serie o escala de actividad de los metales.


El oro es el menos reactivo de los metales, y por ello está ubicado en la parte más baja de la escala: no reacciona con el agua, ni con ácidos diluidos, ni con el aire, razón por la cual se encuentra en estado elemental en la naturaleza.


Por otra parte, el sodio y el potasio (Na y K) son tan reactivos que se deben conservar en aceite para evitar que reaccionen con el aire.

En agua, el potasio puede arder y producir una llama de color púrpura.


El aluminio reacciona con el aire para formar una delgada cubierta, casi invisible, que la protege del agua, por eso es el elemento estructural de los aviones y ventanas y puertas para duchas.


El zinc reacciona lentamente con el agua por lo que es utilizado para galvanizar metales, como el hierro, y así evitar que se oxiden.

El hierro se oxida o corroe, como se dice comúnmente, en presencia del aire.


El estudio de la corrosión es de gran importancia en la industria química.

El cobre, la plata y el oro son muy poco reactivos, por eso son utilizados en joyería.


Como algunos metales son muy reactivos el hombre se ha visto en la necesidad de “alearlos” para obtener materiales con propiedades especiales como el latón, el acero inoxidable y el oro blanco.

¿Sabías que...?

La máscara de Tutankamón ha sobrevivido durante miles de años debido a que está hecha de oro, un metal que reacciona muy lentamente.

Metales alcalinos y alcalino-térreos

Los metales alcalinos tienen una configuración electrónica que termina en ns1, siendo n igual a 2, 3, 4, 5, 6 ó 7, es decir, el número del período en el cual se encuentra el elemento.


Son los elementos más electropositivos, es decir, sus átomos, los que tienen la mayor tendencia a ceder o “perder” electrones.


Al ocurrir esto se forman los cationes (Li+, Na+, K+…) los cuales resultan muy estables en disolución, o formando retículos cristalinos o enlaces de tipo covalente con otros elementos.


Los metales alcalinos son blandos; recién cortados muestran un color plateado que se ennegrece en contacto con el aire.


El punto de fusión, el punto de ebullición y el calor específico disminuyen al aumentar el número atómico, es decir, disminuyen al recorrer el grupo de arriba hacia abajo


Los metales alcalinotérreos son divalentes y, al igual que los alcalinos, bastante reactivos.

Dan lugar a hidruros y nitruros por unión directa de los elementos y sus óxidos se reducen muy difícilmente.


Algunas de sus sales son insolubles en agua.

Al calentarlos, los hidróxidos, carbonatos y nitratos se descomponen y forman los óxidos correspondientes.


Entre los principales compuestos formados por estos metales destacan las sales que son muy solubles en agua (con algunas excepciones como el fluoruro de litio), los hidróxidos que se forman de la reacción entre el metal y el agua y los hidruros que son el producto de la reacción entre el metal y el hidrógeno.

Li12F12, unidad de fluoruro de litioformada por 12 átomos de cadaelemento, que describe sudisposición geométrica

Apoyo experimental Se puede realizar una

actividad práctica que permita visualizar la reactividad de los metales con ácido.

La experiencia requiere de frascos, globos, ácido clorhídrico diluido y muestras de hierro (Fe), zinc (Zn) y magnesio (Mg).

Apoyo experimental Los globos recogerán el

gas que pueda generarse en la reacción que tendrá lugar (no olvidarse de inflarlo y desinflarlo previamente).

Se necesitan cantidades iguales de ácido y de metal para comparar el grado de reactividad.

Apoyo experimental Al final de la práctica los

alumnos deben responder la siguientes preguntas ¿Qué metal reaccionó más

rápido? ¿Qué metal reaccionó más

lento? ¿Qué globo se infló más

rápido? ¿Qué globo se infló menos

rápido?

Apoyo experimentalMÁS ACTIVIDADES: Escribir los nombres de

los metales en orden de reactividad.

Repetir la experiencia con cobre pero sin utilizar el globo.

Observar qué ocurre.

Apoyo experimentalMÁS ACTIVIDADES: Escribir el nombre del

metal en orden de reactividad e inclúyelo con el grupo anterior.

Escribir los nombres de las sustancias que se producen en estas reacciones.

Representar la ecuación.

Los halógenos Los halógenos flúor

(F), cloro (Cl), bromo (Br) y yodo (I), y de menor importancia el astato (At), constituyen los elementos tipo del grupo 17 de la tabla periódica.

Los halógenos

También son llamados formadores o generadores de sales.

Los halógenos Se caracterizan por

tener una alta electronegatividad y carácter no metálico, lo cual se explica por la estructura electrónica de sus átomos (ns2,np5).

Los halógenos Siendo n= 2, 3, 4, 5

y 6 respectivamente (el valor de n corresponde al período de la tabla periódica), tienen un electrón menos que el gas noble que le sigue en la tabla periódica.

Los halógenos Poseen una gran

tendencia a aceptar electrones para formar aniones monovalentes y lograr una estructura electrónica del gas noble correspondiente.

Los halógenos

Al reaccionar con los metales forman sales o haluros y actúan como oxidantes al formar aniones.

Los halógenos Punto de fusión, ebullición,

densidad, calor molar de fusión y radio del átomo y de los iones se incrementan al aumentar el número atómico y el calor específico disminuye.

Forman compuestos moleculares diatómicos al compartir los dos átomos un par de electrones.

Uso trágico del cloro Durante la I

Guerra Mundial (1914-1918) los países en pugna usaron gases tóxicos.

Uso trágico del cloro El cloro fue

utilizado por primera vez por los alemanes en Ypres (Bélgica), el 22 de abril de 1915.

Uso trágico del cloro El gas fue

arrastrado por el viento hasta las trincheras e inhalado por las tropas aliadas ocasionando que los pulmones se llenaran de líquido y se intoxicaran.

Uso trágico del cloro

Las personas que no fallecieron quedaron inválidas por el resto de sus vidas.

Uso trágico del cloro Fue durante la

II Segunda Guerra Mundial (1939-1945) cuando se fabricaron las máscaras en gran escala.

Uso trágico del cloro Uno de los gases

más usado fue el sulfuro de dicoloetilo [(ClCH2·CH2)2 S] más conocido como gas mostaza.

Piensa un poco...

¿Conoces algunos compuestos químicos que se estén usando en las guerras actuales?

Gases noblesSe ubican

en el grupo 18 de la tabla periódica.

Gases nobles Se denominan “gases nobles”

pero antiguamente se les consideraba inertes, porque los químicos creían que no reaccionaban debido a que sus átomos tienen el último nivel de electrones completamente lleno y, en consecuencia, no podían enlazarse con otros.

Gases nobles Por su

configuración electrónica los gases nobles reaccionan con dificultad por lo que no se conocen compuestos naturales que los contengan.

Gases nobles Fue sólo a partir

de la década de los sesenta del siglo pasado cuando fue posible comenzar a producir algunos compuestos en los laboratorios.

Gases nobles La reacción del

flúor con kriptón y con xenón a altas temperaturas y a alta presión condujo a la formación de compuestos como el XeF4, de geometría plana cuadrada.

Gases nobles Este descubrimiento,

hecho por Bartlett, permitió que se investigara más a fondo la química de los gases nobles lo que generó nuevos avances en el conocimiento de la Química.

Gases nobles Neil Bartlett, químico

británico (1932), en 1962 sintetizó el primer compuesto químico a partir de gases nobles y abrió de esa manera un nuevo y amplio campo de investigación en la Química Inorgánica.

Gases nobles

Entre los gases nobles destacan el helio (He), que por su escasa densidad permite el vuelo de globos y dirigibles, y el neón (Ne) de los avisos luminosos que colman el paisaje nocturno de las grandes ciudades.

Gases nobles

El radón (Rn) es el gas noble más pesado; el mismo se observó por primera vez en forma de gas producido por el elemento uranio.

Gases nobles

Se han encontrado cantidades muy pequeñas de radón en rocas como el granito, comúnmente usado en la construcción de viviendas, pudiendo acumularse en lugares confinados.

Para pensar...

El radón se encuentra naturalmente en nuestro entorno porque proviene de depósitos de uranio natural y por eso su cantidad dependerá de la geología local.

Para pensar...

Como el radón es químicamente inerte y tiene una vida media de 3,82 días, difícilmente es atrapado por procesos químicos ni en el suelo ni en el agua, por tanto queda libre y puede filtrarse a las casas a través de las paredes y tuberías acumulándose en las grietas de los pisos y en las paredes.

Para pensar...

Así que cuando una persona respira el isótopo radón-222 (222Rn), su desintegración dentro de los pulmones produce polonio, un metal pesado radiactivo.

Para pensar...

Éste, a su vez, se desintegra para producir plomo-214, un metal pesado altamente tóxico.

La radiación acumulada en los pulmones causa daños a los tejidos e induce el cáncer de pulmón.

Para pensar...

Se estima que el 6% de los hogares norteamericanos tiene niveles de radón por encima de 4 picocuries por litro (pCi/l), que es el nivel fijado por la Agencia de Protección Ambiental (EPA por sus siglas en inglés).

Para pensar...

Debido a ello se recomienda realizar pruebas en los hogares para detectar la cantidad de radón presente y, así, determinar las medidas a tomar para subsanar el problema.

Para pensar...

Mientras tanto, comience por sellar las grietas que tiene en las paredes de su casa.

Para pensar...

La Agencia de Protección Ambiental (EPA) ha preparado una lista que identifica las áreas que presentan elevados rangos de radón en el subsuelo.

Para pensar...

Estas zonas asignan a cada uno de los 3141 condados (counties) valores que van de uno a tres.

Para pensar...

Zona 1: Condados que presentan niveles de radón mayores a 4 pCi/l (picocuries por litro).

Para pensar...

Zona 2: Condados que presentan niveles de radón entre 2 y 4 pCi/l.

Para pensar...

Zona 3: Condados que presentan niveles de radón menores a 2 pCi/l.

Fuente: www.radongas.com/radon_map.htm

Un poco de historia

Sir John William Ramsay (1852-1916), químico británico, estudió primero en Glasgow y luego en Alemania.

Un poco de historia

Fue profesor de la Universidad de Bristol y de la Universidad “College of London”.

Descubrió el argón en colaboración con el físico Lord Raleigh.

Un poco de historia

En 1904 recibió el Premio Nobel de Química por su descubrimiento de los nuevos gases en el aire (helio, argón y neón) y la determinación de su lugar en la tabla periódica.

Un poco de historia

Ramsay debió enfrentarse al difícil problema de aislar de la atmósfera aquellos gases caracterizados por su extraordinaria inercia química comenzando por el que está en mayor abundancia relativa, el argón (del griego Argos, noble).

Un poco de historia También a comienzos del

siglo pasado el químico francés Henri Moissan (1852-1907), Premio Nobel de Química en 1906, consigue aislar el elemento más electronegativo de la tabla periódica y por tanto el de mayor reactividad: el flúor.

Un poco de historia

Desde que fue descubierto en 1771, pasaron cien años hasta que Moissan lo aisló en 1886.

Durante este período se realizaron numerosos ensayos fallidos para obtenerlo.

Un poco de historia

Entre quienes aspiraron a aislarlo sin conseguirlo hay grandes nombres de la historia de la química como Davy, Faraday (descubridor del sodio, potasio, calcio y magnesio), Gay-Lussac y Thénard (descubridores del boro).

Un poco de historia

Algunos de quienes lo intentaron murieron y la mayoría sufrió graves envenenamientos por el flúor y sus compuestos.

Un poco de historia

Este ilustre químico también descubrió el carborundum y pudo producir pequeños diamantes artificiales en su laboratorio.

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Los compuestos químicos