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Universidad Autónoma San Francisco
TEXTO UNIVERSITARIO
Autor:
Nidia Pompilla Cáceres
Arequipa – Perú
2018
FUNDAMENTOS Y
APLICACIONES BÁSICAS DE
LA QUÍMICA GENERAL
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Editor: Universidad Autónoma de San Francisco
Av. Parra Nº 219, Cercado – Arequipa
Arequipa, Marzo del 2018
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PRESENTACIÓN
El presente texto ha sido elaborado involucrando dos aspectos: uno de ellos es la
recopilación del conocimiento científico de la ciencia de diversos autores, previstos
en las referencias bibliográficas, otro aspecto son las opiniones, conceptos,
ejemplos de aplicación que se han vertido en base al conocimiento adquirido a lo
largo de la vida.
Consta de nueve unidades; en la primera unidad encontrarán conocimientos
respecto a la materia, características, propiedades generales y específicas; y
medición en el sistema internacional de unidades. La segunda y tercera unidad trata
de la estructura del átomo y de los compuestos, ha sido importante incluir en ésta
unidad la historia del descubrimiento del átomo y los modelos atómicos hasta
nuestro tiempo para que se pueda entender el descubrimiento del átomo a los largo
de los años. En le cuarta y quinta unidad se realizan cálculos estequiometricos y el
estudio de las ecuaciones químicas así como de las reacciones químicas que
ocurren en un proceso. Las cuatro últimas unidades aborda conocimientos de la
termoquímica, de los gases, de las soluciones y de la velocidad de reacción,
conocimientos que son usados en la industria en general, en la agronomía, en la
petroquímica, etc., los mismos que son útiles para afrontar cualquier situación en
nuestro quehacer diario.
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ÍNDICE
PRESENTACION………………………………………………………………………04
CAPITULO I: QUIMICA
A. LA QUIMICA HOY EN DIA…… . ....………………………………………....……..09 B. ¿QUÉ ES LA QUIIMICA?........................................................................... …...10 C. CLASIFICACION DE LA QUÍMICA…………………………………..…………….11 D. IMPORTACIA DE LA QUIMICA………………………………………… ………....12
CAPITULO II: MATERIA
A. ¿QUÉ ES MATERIA?.........................................................................................17 B. DIVISION DE LA MATERIA…………………………………………………..…….17 C. PROPIEDADES DE LA MATERIA………………………………………………....20 D. ESTADO DE LA MATERIA.................................................................................31 E. CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA.........................................................39 F. CLASES DE MATERIA.......................................................................................42
CAPITULO III: MEDICION
A. ¿QUÉ ES MEDIR?.............................................................................................48 B. ¿QUÉ ES LA UNIDAD DE MEDIDA?.................................................................48 C. ¿QUÉ ES MAGNITUD?......................................................................................49 D. EL SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES...............................................51 E. MAGNITUDES FUNDAMENTALES EN EL SI...................................................52 F. MAGNITUDES DERIVADAS EN EL SI..............................................................54 G. MANEJO DE NUMEROS …………………………………………………………..57 H. OPERACIONES CON NUMEROS EN NOTACION CIENTIFICA......................60
CAPITULO IV: ESTRUCTURA ATOMICA
A. MODELOS ATÓMICOS……………………………...………………………………66 B. CONCEPTO ACTUAL DE LA ESTRUCTURA ATÓMICA…………………...…..70 C. ESTRUCTURA ATÓMICA…………………………………………………...………71
CAPÍTULO V: ESTRUCTURA DE LOS COMPUESTOS
A. ¿QUÉ ES UN COMPUESTO?..........................................................................103 B. SISTEMA DE INTERPRETACION DE LEWIS……………… …. ……………...103 C. ENLACE QUÍMICO………………………………………………………………….104 D. VALENCIA Y ESTADO DE OXIDACIÓN…………………………………………114 E. LOS COMPUESTOS SEGÚN LOS ENLACES………………………………….115 F. FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS………………………………………..116 G. FUNCIÓN BASES HIDRÓXIDOS…………………………………………………132 H. FUNCIÓN HIDRUROS……………………………………………………………..135 I. FUNCIÓN ÁCIDOS………………………………………………………………….136 J. ÁCIDOS ……139 K. ÓXIDOS ESPECIALES……………………………………………………………..141
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L. FUNCIÓN SALES ……. …...…………………………………… ……… …. ….. 145
CAPÍTULO VI: ESTEQUIOMETRÍA
A. LA ESTEQUIMETRÍA……………………………………………………………….150 B. PESO ATÓMICO……………………………………………………… …… ……..150 C. ÁTOMO GRAMO………………………………………………………… ….. ……152 D. PESO MOLECULAR… …………………………………………………………….153 E. MOLÉCULA – GRAMO Ó MOL……………………………………………………153 F. PESO EQUIVALENTE……………………………………………………………...157 G. NÚMERO DE AVOGADRO…………………………………………… …. ……...161 H. NÚMERO DE AVOGADRO………………………………………………………..165
CAPÍTULO VII: ENCUACIÓN QUÍMICA
A. LA ECUACIÓN QUÍMICA…………………………………………………………..168 B. REACCIÓN QUÍMICA………………………………………………………………168 C. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA………………………………..170 D. ESTADO FÍSICO DE REACTIVOS Y PRODUCTOS…………………………...172 E. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS……………………………………………173 F. BALANCEO DE ECUACIONES…………………………………………………...178 G. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS……………………………………………...182 H. CÁLCULOS…………………………………………………………………………..184
CAPÍTULO VIII: TERMOQUÍMICA
A. INTRODUCCIÓN A LA TERMOQUÍMICA………………………………………..190 B. DEFINICION DE TERMINOS……………………………………………………...188 C. CAMBIOS DE ENERGÍA EN LAS REACCIONES QUÍMICA…………………..191 D. VARIABLES DE ESTADO………………………………………………………….192 E. ECUACIONES TERMOQUÍMICAS.. ................ .. ...................................... … 192 F. INTRODUCCIÓN A LA TERMODINÁMICA……………………………… … ….193
CAPÍTULO IX: GASES
A. FUNDAMENTOS TEÓRICOS …. ………………….. ……………………….. …205 B. TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR………………………………………………..205 C. PROPIEDADES DE LOS GASES………………………………………………...206 D. VARIABLES QUE AFECTAN EL COMPORTAMIENTO DE LOS GASES…...207 E. DIFERENCIA ENTRE GAS REAL Y GAS IDEAL…………………………….…210 F. LEYES DE LOS GASES……………………………………………………………212
CAPÍTULO X: SOLUCIONES
A. SOLUCIONES……………………………………………………………………….220 B. CARACTERÍSTICAS DE LAS SOLUCIONES…………………………………...220 C. COMPONENTES DE LAS SOLUCIONES……………………………………….221 D. CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES…………………………………….221 E. TIPOS DE SOLUCIONES………………………………………………………….221
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F. SOLUBILIDAD……………………………………………………………………….223 G. FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACION DE UNA SOLUCIÓN……224 H. UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN…………………………………...224 I. UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN………………………………..229
CAPÍTULO XI: VELOCIDAD DE REACCIÓN
A. VELOCIDAD DE REACCIÓN……………………………………………………...235 B. LA TEORÍA DE COLISIONES……………………………………………………..235 C. FACTORESQUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE UNA
REACCIÓN QUÍMICA………………………………………………………………236
BIBLIOGRAFÍA………………………………………………………………………...241
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CAPÍTULO I: QUÍMICA
A. LA QUIMICA HOY EN DIA
Cuando hablamos de química en nuestra memoria se nos viene una serie de
ideas e imágenes, tal vez apareciéndose en nuestras memoria algunas fórmulas
químicas, o tal vez miramos a ese hombrecito o cualquier caricatura con vasos
de precipitados o matraces de Erlenmeyer con sustancias de colores y
burbujeantes, tal vez nos acordamos de la profesora de química o Ciencia
Tecnología y Ambiente de la secundaria, en fin pero serán pasajes relacionados
a la química.
Sin embargo debemos saber que, hoy en día la química es importante en
nuestras vidas, en el universo y en todo lo que existe, la química constituye un
aspecto importante en el desarrollo industrial y tecnológico, junto a otras ciencias
básicas como la física, la biología, la matemática entre otras, todo ello se debe a
que la química estudia a la materia, sus cambios y transformaciones y porque
todo lo que existe es materia.
Todos los materiales que nos rodean, incluidos nosotros mismos, están formados
por sustancias o compuestos químicos, lo que nos lleva a practicar química
constantemente, y aplicarla en muchísimos ámbitos de nuestras vidas.
A través del conocimiento de la química moderna, actualmente podemos
descomponer la materia en sus componentes (átomos), y recomponer dichos
componentes para formar nuevos materiales que no existen en la naturaleza. De
este modo por ejemplo, podemos producir distintos carburantes a partir del
petróleo, así como plásticos, pesticidas, productos farmacéuticos, etc. Asimismo
podemos entender y controlar los procesos que afectan al ambiente, como la
producción de smog, o la destrucción del ozono estratosférico.
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La química, al igual que el resto de las ramas de la ciencia, utiliza el método
científico, usando una serie de teorías con el fin de explicar y predecir los
fenómenos naturales.
B. ¿QUÉ ES LA QUÍMICA?
“La química es la ciencia que estudia la naturaleza de la materia y los cambios
en la composición de la misma”. Por ejemplo el agua puede convertirse en dos
gases, hidrogeno y oxígeno. Los químicos estudian lo que es el agua, por qué y
cómo puede convertirse en los dos gases, y lo que son el hidrogeno y el oxígeno.
Quiere decir que “La química es la ciencia que estudia la composición, estructura,
propiedades y transformaciones de la materia”.
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C. CLASIFICACIÓN DE LA QUÍMICA
Tradicionalmente la química se ha clasificado en:
1. Química General
Estudia las propiedades comunes de todos los cuerpos y las leyes a las que
están sometidos los cambios que en ella se efectúan, estudia por ejemplo,
conceptos básicos y genéricos del campo de la química.
2. Química Inorgánica
Estudia a los compuestos químicos inorgánicos o minerales.
3. Química Orgánica
Estudia a los compuestos derivados del carbono, especialmente compuestos
que provienen de seres vivos, animales y vegetales.
4. Química Analítica
Dedicada al reconocimiento de las diferentes sustancias y a la cuantificación
de la cantidad presente de las mismas.
5. Química Aplicada
Estudia las propiedades de cada una de las sustancias en particular, desde el
punto de vista útil, por ejemplo desde el punto de vista medicinal, agrícola,
industrial, etc.
6. Fisicoquímica
Estudia, fundamentalmente, la estructura de la materia, los cambios
energéticos, las leyes, los principios y las teorías que explican las
transformaciones de una forma de materia a otra.
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Sin embargo, debido al desarrollo tan grande que ha tenido la química en los
siglos XIX y XX, ha sido necesario ampliar el número de ramas, entre las
cuales se encuentran:
- La Bioquímica
- La Química Macromolecular
- La Química del Medio Ambiente
- La electroquímica
- La química nuclear
- La petroquímica
- La radioquímica y otras más.
Sin duda, el desarrollo de la química en todos sus campos hará necesaria la
apertura de otras ramas, ya que estas divisiones se han entremezclado
progresivamente, dando lugar a ciencias combinadas como: Química órgano-
metálica, Química electro-analítica, etc. Actualmente es preciso reclasificar los
campos de la química según las fronteras naturales de la investigación
contemporánea.
D. IMPORTANCIA DE LA QUÍMICA:
Hoy en día se vienen dando profundas transformaciones y grandes avances
donde observamos que la ciencia y la tecnología avanza aceleradamente, la
química forma parte de este avance y su influencia y desarrollo de la humanidad
es tan decisiva e importante puesto que tiene muchas aplicaciones entre ellas
tenemos:
En la industria
Se refiere a la influencia de la química en la fabricación de productos a escala
industrial, como por ejemplo se tiene la refinación del petróleo y la obtención de
sus derivados, la producción de fibras sintéticas como el nylon, rayón, etc.
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Es importante en el tratamiento o formación de grasas, como la manteca de
cacao, el aceite de palma o grasas líquidas (aceite de oliva o de ricino), también
las mantecas, de vaca, cerdo, etc. Gracias a la química, se pueden extraer las
grasas de los tejidos, ya sean vegetales o animales, para utilizarlas
posteriormente en la fabricación de jabones, en la industria alimentaria,
fabricación de velas, etc.
La química se aplica también en la industria de la celulosa, para la fabricación del
papel, en la fabricación de los barnices y pinturas, explosivos, alcoholes, fibras
artificiales, etc.
En la agricultura
La química aporta en el mejoramiento de los terrenos de cultivo al fabricar
diferentes clases de abonos, asimismo aporta con la salud de los vegetales al
fabricar diferentes productos.
Si analizamos desde el punto de vista de la química orgánica vemos que la
agricultura maneja seres vivos, las plantas por ejemplo realizan muchos procesos
bioquímicos, como la fotosíntesis, respiración, absorción de nutrientes etc.
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Y si lo hacemos desde el punto de vista de la química inorgánica vemos la
existencia de una gran variedad de productos como fungicidas para tratar
enfermedades causadas por hongos, insecticidas, fertilizantes tanto foliares (que
se absorben a través del follaje) como radiculares(a través del sistema radicular
= raíces); además de bactericidas y herbicidas que se utilizan para matar plantas
indeseables.
En la medicina
La química se relaciona con la medicina en múltiples procesos empezando por
que el ser vivo como materia y energía unida, forma parte del mismo estudio de
la química, el ser vivo tiene una composición, una estructura, propiedades
químicas y procesos que se dan desde la célula, procesos como la respiración
gracias a la mitocondria, el ciclo de Krebs, glucolisis, gluconeogénesis, y existe
la creación de proteínas y ácidos grasos que no los consumimos.
La química ofrece una gran variedad de productos farmacológicos utilizados para
prevenir, calmar, curar o tratar cierto tipo de problemas o enfermedades que
tenga el ser humano y los animales, por ejemplo los antibióticos, las sulfas, los
antisépticos, las vitaminas, etc.
En la alimentación
A partir de la química los alimentos sufren diversos cambios o modificaciones,
para poder conservarlos, o mejorar sus propiedades. Tenemos por ejemplo la
fabricación de conservas, vitaminas, alimentos sintéticos, bebidas refrescantes y
tonificantes, etc.
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Actualmente consumimos muchas sustancias químicas que contienen los
alimentos que ingerimos a diario, ya que la gran mayoría de los alimentos están
hechos a base de química, conteniendo un alto porcentaje de aditivos,
colorantes, aromatizantes, espesantes, etc.
También algunas industrias alimentarias han fabricado nuevos productos y
suplementos alimentarios, como harinas, enlatados, precocinados, golosinas,
entre otros.
En la geología
La química es importante en la geología, forma parte de la composición de la
tierra y parte de los procesos que se llevan a cabo, uno de los procesos que
resalta es la meteorización química (transformación de minerales inestables en
minerales estables en la superficie terrestre). Así también, la química forma parte
de la composición de las rocas, de los yacimientos (extracción de recursos a partir
de elementos como el hierro, azufre, oro, etc.), de la atmosfera (en su constitución
y en su deterioro con el efecto del calentamiento global y destrucción de la capa
de ozono) y del agua (extracción de aguas naturales).
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En la astronomía
La aplicación de la química lo encontramos en la composición de las estrellas,
nebulosas, planetas, cometas etc., y a través de la luz emitida por estos cuerpos
se puede deducir y determinar su composición química.
En la minería
La aplicación de la química en este campo lo encontramos en la composición de
los minerales, los cuales van a ser tratados para obtener los elementos útiles
para el ser humano y para la sociedad. Se realiza por ejemplo la extracción de
minerales por el proceso de lixiviación utilizando productos químicos (como ácido
sulfúrico en el caso del cobre o una solución de cianuro y sodio en el caso del
oro) para disolver (lixiviar) los metales del mineral que los contiene. Las
soluciones químicas utilizadas también movilizan otros metales pesados como el
cadmio, el plomo, etc.
Cabe señalar que muchos elementos, sustancias, compuestos y/o productos son
beneficiosos para los seres vivos, en especial para el ser humano y la sociedad;
sin embargo hay también aquellos que son causantes de problemas como las
sustancias o productos altamente contaminantes que afectan el medio ambiente
donde se desarrollan los organismos vivos, podemos ver que son causantes de
muchas enfermedades modernas, que sólo se dan en una sociedad consumista
como alergias, trastornos estomacales, ulceras, etc.
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CAPÍTULO II: MATERIA
A. ¿QUÉ ES MATERIA?
Materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, posee cierta cantidad
de energía y está sujeto a cambios con el tiempo. En física y filosofía, materia es
el término para referirse a los constituyentes de la realidad material objetiva,
entendiendo por objetiva que pueda ser percibida (por los sentidos) de la misma
forma por diversos sujetos. Quiere decir que todo lo que podemos ver y tocar es
materia, por ejemplo una mesa, un cuaderno, etc., también son materia cosas
que no podemos ver, como el aire, pero si ocupa una cierta porción de espacio.
B. DIVISIÓN DE LA MATERIA
Si tomas un caramelo (cuerpo) entre tus manos podrás observar su forma y
contextura. Si trituras el caramelo en un mortero estarás dividiendo el caramelo
en partes más pequeñas que aún pueden ser observables (partículas); si
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agregamos una cucharadita de esta molienda a un vaso con agua observaras
que esta desaparece lo cual nos indica que se ha dividido en porciones tan
pequeñas (moléculas) que no es posible obsérvalas (ni utilizando un microscopio
compuesto).
Estas moléculas son moléculas de glucosa y sacarosa, Si se somete a
calentamiento y hacemos evaporar el agua, tendremos que en el fondo de la
vasija quedan cristales de azúcar y si se continua calentando el azúcar, ésta se
quemará, dando lugar a una reacción química, desintegrándose en átomos de
carbono, hidrogeno y oxígeno, los distinguimos por la coloración que toma el
azúcar quemado y por los olores que desprende la combustión.
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Con este ejemplo vemos que la materia se puede dividir por lo tanto es
discontinua, ya que está formada por partes, y que usando los medios de división
apropiados se puede seguir dividiendo, pero...
¿La materia tendrá un límite de división? ¿Cuál es el límite de la división de la
materia? ¿Cuáles son los procedimientos o medios que ayudan a dividir la
materia?
En la antigüedad se pensaba que la materia era continua, o sea que no estaba
formada por partes más pequeñas y por lo tanto no factibles a ser divididas. Pero
el filósofo griego. Demócrito postuló la idea que la materia estaba formada por
porciones más pequeñas a las cuales denominó átomos y con ello la idea de la
discontinuidad de la materia.
Por muchos años se pensó que el límite de la división de la materia era el átomo,
sin embargo hoy en día se sabe que la división de la materia es hasta obtener
las partículas subatómicas.
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C. PROPIEDADES DE LA MATERIA
Observa lo que hay a tu alrededor: Allí te darás cuenta que la materia tiene
propiedades generales, aquellas que son comunes a todo tipo de materia y
propiedades particulares o especificas aquellas que son características propias
de cada sustancia, estas propiedades nos permiten diferenciarlas unas de otras.
Las propiedades particulares o específicas pueden ser físicas o químicas.
Propiedades de la materia
1. Propiedades generales
Extensión o volumen
Es la propiedad de la materia de ocupar un lugar en el espacio. La extensión
es una propiedad mensurable para las porciones de materia (cuerpos). El
nombre de la medida de la extensión es tamaño o volumen.
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Impenetrabilidad
Es la resistencia que opone un cuerpo a que otro ocupe, simultáneamente, su
mismo lugar; ningún cuerpo puede ocupar al mismo tiempo el lugar de otro. Es
la resistencia que opone un cuerpo a ser traspasado.
Masa
Es la cantidad de materia de un cuerpo contenida en un volumen cualquiera.
La masa se mide mediante una balanza y se expresa en kilogramos, gramos
o miligramos y tiene la particularidad de no depender de la fuerza gravitatoria
ni de su posición en el espacio.
La masa de un cuerpo es la misma en cualquier parte de la Tierra o en otro
planeta, es decir que, un objeto siempre tendrá la misma masa si se encuentra
a nivel del mar, en sierra, en la luna o marte.
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Peso
Es la fuerza con que una masa es atraída hacia el centro de gravedad de otra
masa. Para los seres terrestres la fuerza de atracción o gravedad
predominante es la ejercida por la masa de la tierra y la masa de los objetos
cuyo peso se desea determinar.
Se mide con el dinamómetro, báscula o romana y se expresa en Newton,
kilogramo-fuerza, gramo-fuerza, dinas, libra-fuerza, onzas dependiendo del
sistema de medida utilizado.
El peso depende de la intensidad del campo gravitatorio, de la posición relativa
de los cuerpos y de la masa de los mismos; razón por la cual los objetos pesan
0.165 veces menos en la Luna, 0.889 en Urano, 0.377 en Mercurio, 0.907 en
Venus, 0.910 en Saturno y 2.364 veces más en Júpiter y 1.125 en Neptuno.
Inercia
Es la resistencia que ofrecen los cuerpos a sufrir cualquier cambio, ya sea que
se encuentre en estado de reposo o en movimiento.
Divisibilidad
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Es la propiedad que tiene cualquier cuerpo de poder dividirse en pedazos más
pequeños, hasta llegar a las moléculas y los átomos.
Porosidad
Como los cuerpos están formados por partículas diminutas, éstas dejan entre
sí espacios vacíos llamados poros.
Temperatura
Propiedad que tienen los cuerpos de poseer una cantidad de calor (estado de
agitación de sus partículas). Se reconocen dos puntos de temperatura: El
punto de ebullición y el punto de fusión.
2. Propiedades específicas o particulares
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Como dijimos antes las propiedades particulares o especificas son
características propias de cada sustancia que nos permiten diferenciar unas
de otras, estas propiedades particulares pueden ser físicas o químicas. Las
propiedades físicas y químicas de la materia dependen de su composición y
de su estructura interna. Cada sustancia se caracteriza por sus propiedades
físicas y químicas que poseen.
a. Propiedades físicas
Las propiedades físicas son características que se pueden medir u observar
sin que cambie la composición o identidad de la sustancia, por ejemplo, es
posible determinar el punto de fusión del hielo calentando un trozo de él y
registrando la temperatura a la cual se transforma en agua. El agua difiere
del hielo solo en apariencia, no en su composición, por lo que este cambio
es físico; es posible congelar el agua para recuperar el hielo original y el
punto de fusión de una sustancia es una propiedad física, de igual manera,
cuando se dice que el helio gaseoso es más ligero que el aire, se hace
referencia a una propiedad física.
Las principales propiedades físicas de la materia son las siguientes:
- Organolépticas
Se determinan a través de los sentidos: el color, olor, sabor y textura.
- Estado físico
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Describe el estado sólido, líquido, gaseoso, plasmático o superfluidez de una
sustancia.
- Densidad
Propiedad que nos permite diferenciar unos materiales de otros. Mide lo
concentrada que esta la masa de un cuerpo.
Por ejemplo, el plomo tiene la densidad mayor que la madera.
Densidad = masa / volumen
- Dureza
Es la resistencia que ofrecen los materiales a sufrir alteraciones como el
rayado, la penetración, la abrasión, la cortadura y otras deformaciones
permanentes. El diamante es el sólido más duro mientras que el yeso uno de
los más blandos; así mismo se tiene que la madera puede rayarse con
facilidad, lo que significa que no tiene mucha dureza, mientras que el vidrio
es mucho más difícil de rayar.
- Elasticidad
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Es una propiedad que poseen algunos materiales o cuerpos por la que
recuperan la forma cuando cesa la acción de la fuerza que los deformaba.
Ejemplo: la goma.
- Tenacidad
Resistencia que opone un material a ser roto, molido o doblado cuando son
sometidos a grandes fuerzas. La fragilidad es una propiedad opuesta. El
acero es uno de los sólidos más tenaces.
- Ductilidad
Propiedad que presentan algunos materiales a deformarse sin romperse por
la acción de una fuerza permitiendo obtener alambres o hilos de dicho
material. Los metales y las fibras textiles son dúctiles.
- Maleabilidad
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Propiedad de los materiales a adquirir una deformación y favorecer la
obtención de láminas delgadas. El oro, el aluminio y el cobre son materiales
muy maleables.
- Brillo
Aspecto que ofrece la superficie de un mineral al reflejar la luz. El brillo puede
ser:
Metálico: semejante al que tiene un metal.
Adamantino: como el de los diamantes.
Nacarado: parecido al del nácar de las perlas.
Vítreo: como el del vidrio de las ventanas.
- Punto de fusión
Llamamos punto de fusión de una sustancia a la “temperatura” que ocurre el
cambio de fase del estado sólido al estado líquido. Es el proceso inverso a la
solidificación (cuando una sustancia sólida al calentarse se convierte en
líquido).
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- Punto de ebullición
Llamamos punto de ebullición de una sustancia a la “temperatura” a la que
se produce su vaporización. Es el proceso inverso a la condensación (cuando
una sustancia liquida al calentarse se convierte en gas).
- Flexibilidad
Capacidad que tienen ciertos cuerpos solidos de deformarse con facilidad y
sin romperse. Se tiene por ejemplo las varillas de acero o algunos plásticos.
- Plasticidad
Propiedad de los materiales de cambiar de forma y conservar ésta de modo
permanente.
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- Compresibilidad
Es la propiedad de los materiales a disminuir su volumen al someterlos a una
presión determinada.
- Expansibilidad
Propiedad de un cuerpo de ser expansible o propiedad que tienen los gases
a aumentar de volumen a causa de la fuerza de repulsión de sus moléculas.
- Solubilidad
Propiedad que tienen ciertas sustancias de poder distribuir sus moléculas
entre las de otra sustancia formando soluciones. Por ejemplo el azúcar se
puede disolver en el agua.
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- Viscosidad
Propiedad de ciertas sustancias de “ofrecer resistencia a fluir”, debido a las
fuerzas de cohesión moleculares. A mayor viscosidad, más espeso será el
fluido y a menor viscosidad, será menos espeso.
Esta propiedad depende de la temperatura y presión que se ejerce sobre el
fluido.
b. Propiedades químicas
Son las características que muestra una sustancia cuando reacciona
químicamente con otras. Se determinan por ensayos químicos y están
relacionadas con la reactividad de las sustancias químicas. Si no
experimentan reacciones de descomposición son elementos químicos y si
lo hacen son compuestos químicos.
Las propiedades químicas pueden ser usadas para identificar y clasificar a
los elementos químicos. Por ejemplo los metales alcalinos reaccionan con
el agua para formar hidróxidos y la plata no reacciona con el ácido
clorhídrico pero si con el ácido nítrico, los gases nobles presentan como
propiedad la inercia química, etc. En cuanto a los compuestos permite
clasificarlos de acuerdo a sus funciones químicas y son utilizadas en la
nomenclatura química.
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A continuación mencionamos algunas propiedades químicas:
- Combustibilidad
Es la cualidad que tienen algunas sustancias de reaccionar con el oxígeno.
Como consecuencia la sustancia arde, desprendiendo energía en forma de
luz y calor. Por ejemplo, la combustión de la gasolina, el quemar un papel.
- Reactividad con los ácidos
Es la propiedad de algunas sustancias de reaccionar con los ácidos. Por
ejemplo la mayor parte de los metales reaccionan fácilmente con los ácidos.
D. ESTADOS DE LA MATERIA
En física y química se observa que, para cualquier sustancia o elemento material,
se puede obtener distintos estados o fases, denominados estados de agregación
de la materia, modificando sus condiciones de temperatura o presión, en relación
con las fuerzas de unión de las partículas (moléculas, átomos o iones) que la
constituyen.
Todos los estados de agregación poseen propiedades y características
diferentes. Son cinco los estados de la materia: solido, líquido, gaseoso,
plasmático y condensado de Bose-Einstein (o superfluidez).
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1. Estado sólido
Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se
debe a que las partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de
atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas.
En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u
oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse
trasladándose libremente a lo largo del sólido. Al aumentar la temperatura
aumenta la vibración de las partículas.
Las partículas en este estado se disponen de forma ordenada, con una
regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras
cristalinas.
Las características de las sustancias que presenta este estado son:
- Cohesión elevada.
- Forma definida.
- Incompresibilidad
- Resistencia a la fragmentación.
- Fluidez muy baja o nula.
- Algunos de ellos se subliman.
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2. Estado líquido
Los líquidos, al igual que los sólidos, tienen volumen constante. En los líquidos
las partículas están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en los
sólidos, por esta razón las partículas de un líquido pueden trasladarse con
libertad. El número de partículas por unidad de volumen es muy alto, por ello
son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas. Así se explica que
los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del recipiente que los
contiene. También se explican propiedades como la fluidez o la viscosidad.
En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de
varias partículas que, como si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar
la temperatura aumenta la movilidad de las partículas (su energía).
El estado líquido presenta las siguientes características:
- Cohesión menor.
- Movimiento debido a la energía cinética.
- No tienen forma definida.
- Adopta la forma del recipiente que lo contiene.
- En el frío se contrae (exceptuando el agua).
- Posee fluidez
- Puede presentar difusión.
- Volumen constante
3. Estado gaseoso
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Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de
éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos. En
los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas.
En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy
pequeño.
Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y
con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades
de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas
se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La
compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se
encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido. Al aumentar la
temperatura las partículas se mueven más deprisa y chocan con más energía
contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión
El estado gaseoso presenta las siguientes características:
- Cohesión casi nula.
- No tienen forma definida.
- Su volumen es variable.
4. Estado plasmático
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En física y química, se denomina plasma al gas ionizado, es decir, al gas
constituido por partículas cargadas de iones libres y cuya dinámica presenta
efectos colectivos dominados por las interacciones electromagnéticas.
En este gas ionizado, los átomos que lo componen se han separado de
algunos de sus electrones. De esta forma el plasma es un estado parecido al
gas pero compuesto por aniones y cationes (iones con carga negativa y
positiva, respectivamente), separados entre sí y libres, por eso es un excelente
conductor.
Como el gas, el plasma no tiene una forma definida o un volumen definido, a
no ser que esté encerrado en un contenedor; el plasma bajo la influencia de
un campo magnético puede formar estructuras como filamentos, rayos y capas
dobles.
El plasma es llamado el cuarto estado de agregación de la materia, es un gas
que está constituido por electrones y por iones cargados positivamente.
Mientras más alta es la temperatura, más rápido se mueven los átomos en el
gas y al momento de colisionar, la velocidad es tan alta que se produce un
desprendimiento de electrones. El plasma tiene la característica especial de
que se puede manipular muy fácilmente por campos magnéticos y además
conduce la electricidad.
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Calentar un gas puede ionizar sus moléculas o átomos (reduciendo o
incrementado su número de electrones para formar iones), convirtiéndolo en
un plasma. La ionización también puede ser inducida por otros medios, como
la aplicación de un fuerte campo electromagnético mediante un láser o un
generador de microondas, y es acompañado por la disociación de los enlaces
covalentes, si están presentes. El plasma es el estado de agregación más
abundante de la naturaleza, y la mayor parte de la materia en el Universo
visible se encuentra en estado de plasma, la mayoría del cual es el enrarecido
plasma intergaláctico (particularmente el medio del intracluster) y en las
estrellas.
Características:
- Es buen conductor de la electricidad y son fuertemente influidos por los
campos magnéticos.
- No tiene una forma ni volumen definido.
- Sus átomos se mueven libremente, a gran velocidad y al colisionar hay
desprendimiento de electrones, generando iones positivos y electrones
libres.
- Es el estado más abundante de la naturaleza y del universo.
- En la tierra, el estado plasmático se presenta en las altas capas de la
atmosfera (ionosfera). Aquí la radiación solar puede arrancar los electrones
de los átomos que conforman el aire. A ese plasma se le debe la formación
de auroras boreales.
36
El plasma también puede ser producido artificialmente y se aplica en:
- Televisores o monitores con pantalla de plasma.
- El interior de los tubos fluorescentes.
- Soldaduras de arco eléctrico bajo protección por gas (TIG, MIG/MAG, etc.)
- Materia expulsada para la propulsión de cohetes.
- La región que rodea al escudo térmico de una nave espacial durante su
entrada en la atmosfera.
- El interior de los reactores de fusión.
- Las descargas eléctricas de uso industrial.
- Las bolas de plasma.
5. Condensado de Bose-Einstein4 o estado de súper-fluidez
Es considerado el quinto estado de la materia, se originó a partir de un gas,
pero al que se enfrió a una temperatura cercana al cero absoluto (-273 grados
centígrados).
Los átomos de dicho gas perdieron energía, frenándose y uniéndose entre sí,
para dar origen a una especie de “superátomo”, mucho más denso que el
estado sólido, cabe señalar que una parte de la comunidad científica mundial
prefiere llamarlo “cubo de hielo cuántico”.
Es un fenómeno físico que tiene lugar a muy bajas temperaturas, cerca del
cero absoluto, límite en el que cesa toda actividad. Un inconveniente es que
casi todos los elementos se congelan a esas temperaturas.
37
Pero hay una excepción: el helio; existen dos isotopos estables del helio, el
helio-4 (que es muy común) y el helio-3 (que es raro) y se produce en la
desintegración beta del tritio en reactores nucleares, también se encuentra en
la superficie de la Luna, arrastrado hasta allí por el viento solar.
Los dos isótopos se comportan de modos muy diferentes, lo cual sirve para
examinar los efectos de las dos estadísticas cuánticas, la estadística de Fermi-
Dirac, a la que obedecen las partículas de espín semi-entero, y la estadística
de Bose-Einstein, seguida por las partículas de espín entero. El quinto estado
de la materia se denomina Condensado Bose-Einstein (BEC), se alcanza
cerca del cero absoluto de temperatura (-273 grados centígrados), mediante
la condensación de miles de átomos. Su existencia fue pronosticada hace 80
años por los científicos de los que deriva su nombre.
En 1920, S. N. Bose (físico hindú) desarrolló una estadística mediante la cual
se estudiaba cuándo dos fotones debían ser considerados como iguales o
diferentes. A efectos de lograr su apoyo ante la Comunidad científica, le envió
sus investigaciones a Einstein, quien, además de apoyarle, aplicó lo
desarrollado por Bose a los átomos. En 1924-25, ambos predijeron que
átomos extremadamente fríos podrían condensarse en un único estado
cuántico.
En 1995, un equipo dirigido por los físicos estadounidenses Eric Cornell,
Wolfgan Ketterle y Carl Wieman, quienes fueron galardonados en 2001 con el
Premio Nobel de física, atrapan una nube de 2 mil átomos metálicos
congelados a menos de una millonésima de grado sobre el cero absoluto,
produciendo el condensado de Bose-Einstein o “burbuja mecánica cuántica”
es tan frío y denso que aseguran que los átomos pueden quedar inmóviles.
Todavía no se sabe cuál será el mejor uso que se le pueda dar a este
descubrimiento.
38
No todos los átomos siguen las reglas de la estadística de Bose-Einstein. Sin
embargo, los que lo hacen, a muy bajas temperaturas, se encuentran todos en
el mismo nivel de energía.
Los científicos enfrían unas partículas llamadas bosones hasta alcanzar
temperaturas muy bajas. Los bosones fríos se unen para formar una única
súper-partícula que es más parecida a una onda que a un ordinario trocito de
materia.
Los BECs son frágiles, y la luz viaja muy lentamente a través de ellos. Este
logro permite la construcción del láser atómico en 1997 y el desarrollo de la
medición de alta precisión y la nanotecnología.
Aquí también debemos hablar del superfluido se refiere al estado de la materia
caracterizado por la ausencia total de viscosidad (lo cual lo diferencia de una
sustancia muy fluida, la cual tendría una viscosidad próxima a cero, pero no
exactamente igual a cero), de manera que, en un circuito cerrado, fluiría
interminablemente sin fricción.
E. CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA
Los materiales pueden pasar de un estado a otro por variación de la temperatura
y la presión lo cual origina un aumento o disminución de la energía calorífica. Por
ejemplo cuando calentamos un líquido sus partículas incrementan su energía
calorífica y el equilibrio entre las fuerzas de cohesión y repulsión se rompen
permitiendo el cambio de estado líquido al estado gaseoso y si reducimos la
temperatura a este gas el vapor pasa inmediatamente al estado líquido.
Podemos clasificar los cambios de estado según aumente o disminuya la
temperatura (energía calorífica) o según varíe la presión.
39
1. Por variación de la temperatura
Se describen los siguientes cambios de estado o transformaciones de fase de
la materia:
a. Fusión
Es el paso de una sustancia del estado sólido al estado líquido por
incremento de la energía térmica; durante este proceso endotérmico
(proceso que absorbe energía para llevarse a cabo este cambio) hay un
punto en que la temperatura permanece constante y se denomina "punto de
fusión", su valor es particular para cada sustancia.
b. Solidificación
Es el paso de una sustancia del estado líquido al estado sólido por medio
del enfriamiento; el proceso es exotérmico. El "punto de solidificación" o de
congelación es la temperatura a la cual el líquido se solidifica y permanece
constante durante el cambio, y coincide con el punto de fusión si se realiza
de forma lenta (reversible); su valor es también específico para cada
sustancia.
c. Vaporización
40
Es el paso de una sustancia del estado líquido al estado gaseoso. El "punto
de ebullición" es la temperatura a la cual el líquido se vaporiza y permanece
constante durante el cambio, y coincide con el punto de condensación, su
valor es también específico para cada sustancia. Si se realiza cuando la
temperatura de la totalidad del líquido iguala al punto de ebullición del
líquido a esa presión al continuar calentando el líquido, éste absorbe el
calor, pero sin aumentar la temperatura (punto de ebullición): el calor se
emplea en la conversión del agua en estado líquido en agua en estado
gaseoso, hasta que la totalidad de la masa pasa al estado gaseoso.
Dependiendo como ocurra este proceso podemos distinguir tres casos, los
cuales son:
- La evaporación: Acción o efecto de convertir solo las moléculas de la
superficie de un líquido en vapor.
- La ebullición: Acción o efecto de hervir. El cambio a vapor se produce en
las moléculas de diferentes partes del líquido.
- La volatilización: Acción o efecto de algunos líquidos que
espontáneamente se trasforman en vapor por lo que se requiere que se
mantengan en frascos cerrados.
d. Condensación
Es el cambio de estado que se produce en una sustancia al pasar del estado
gaseoso al estado líquido. La temperatura a la que ocurre esta
transformación se llama punto de condensación. Es el proceso inverso a la
vaporización.
e. Sublimación directa
Es el proceso que consiste en el cambio de estado sólido al estado gaseoso
directamente, sin pasar por el estado líquido, se tiene por ejemplo la
sublimación: del yodo, de la naftalina, del hielo seco o nieve carbónica
(dióxido de carbono – CO2).
f. Sublimación inversa
41
Es el cambio de estado que ocurre cuando un gas se vuelve sólido, sin
pasar por el estado líquido. Se tiene por ejemplo cuando el vapor de agua
de las nubes pasa al estado sólido en forma de granizo.
2. Por variación de la presión
Los cambios de presión también pueden producir cambios en el estado de la
materia, por aumento de la presión se favorecen los cambios de sublimación
inversa, solidificación y condensación mientras que por la disminución de la
presión se favorecen la sublimación directa, la vaporización y la fusión.
F. CLASES DE MATERIA
La materia en todo el universo puede clasificarse según su composición química,
entre ellas se tiene a las sustancias puras y a las mezclas.
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Por ejemplo si tenemos una limonada (mezcla) y separamos sus componentes,
llegamos a obtener algunas sustancias puras como el agua y el azúcar.
1. Sustancia pura
Se llama sustancia pura a aquella que no se puede descomponer en otras
mediante procedimientos físicos (como calentamiento o un campo
magnético). Es posible que la sustancia pura se descomponga mediante
reacciones químicas; si se descompone en más de un elemento químico, se
dice que la sustancia es compuesta; en caso contrario, se dice que es una
sustancia simple.
Clases de Sustancias: Existen dos tipos de sustancias puras: elementos y
compuestos.
a. Elemento
Un elemento es una sustancia pura que no se puede descomponer en otras
más sencillas que ellas. Esto se debe a que están formados por una sola
clase de átomos. Las láminas de cobre por ejemplo, están formadas
únicamente por átomos de cobre.
A la fecha se han identificado 112 elementos, de los cuales 92 se
encuentran en forma natural en la Tierra y los demás se han obtenido
artificialmente.
b. Compuesto
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Un compuesto es un tipo de materia constituido por dos o más elementos
diferentes unidos químicamente en proporciones definidas. Por ejemplo, 1g
de cloruro de sodio siempre contiene 0,3932g de sodio y 0,607g de cloro.
Las moléculas de un compuesto están formadas por átomos diferentes y
sus propiedades son distintas de las propiedades de los elementos
individuales que lo forman.
2. Mezcla de sustancias
Se llama mezcla al resultado de la combinación de varias sustancias puras, y
es posible la separación de éstas mediante procedimientos físicos (destilación,
evaporación, suspensión y filtración) y mecánicos (decantación e imantación).
Las mezclas se clasifican en homogéneas y heterogéneas, según estén
constituidas por una o más fases.
a. Mezcla homogénea
En una mezcla homogénea no se distinguen a simple vista los componentes
y se conocen con el nombre de disoluciones. El aire por ejemplo sería una
disolución. Si echamos sal en el agua la sal desaparece formando una
mezcla homogénea, se trata de una disolución y como es una mezcla
podremos separar los componentes por un procedimiento físico, en este
caso bastaría con dejar evaporar el agua. Existe un método, que se apoya
en el efecto Tyndall, que permite determinar con facilidad si se trata de una
mezcla homogénea. Para que una mezcla se pueda considerar homogénea
no se deben poder observar partículas en suspensión al iluminar la mezcla
mientras se observa en dirección perpendicular a la del haz de luz.
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El aire está formado, en su mayor proporción, por moléculas de nitrógeno y
de oxígeno, esto significa que el oxígeno y el nitrógeno son dos sustancias
completamente independientes, entre las cuales no existe ninguna unión.
Los enlaces químicos son en este caso de átomos de oxígeno con otros
átomos de oxígeno, los de los átomos de nitrógeno son con otros átomos
de nitrógeno, por eso el aire es una mezcla.
En el aire hay más sustancias solo nos hemos referido a las dos más
importantes. Como entre N2 y O2 no hay enlace químico se puede separar
por procedimientos físicos (cambios de estado, cromatografía, solubilidad,
etc.). Sin embargo el agua es un compuesto químico en el que cada átomo
de oxígeno está unido con dos de hidrógeno compartiendo sus electrones,
si quiero separarlos hay que aportar energía que rompa primero el enlace.
En la naturaleza es muy difícil encontrar compuestos químicos o sustancias
químicamente puras, en general lo que tenemos son mezclas.
b. Mezcla heterogénea
Una mezcla heterogénea es aquella que posee una composición no
uniforme en la cual se pueden distinguir a simple vista sus componentes y
está formada por dos o más sustancias, físicamente distintas, distribuidas
en forma desigual. Se observan varias fases, algunos ejemplos son: las
ensaladas, la sal mezclada con arena o también que en un trozo de granito
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se pueden distinguir varios componentes, que se diferencian entre ellos por
el color. Hay tres tipos de mezclas heterogéneas: agregados, suspensiones
y coloides.
- Agregados
Están formados por partículas sólidas de tamaño relativamente grande. En
consecuencia sus componentes forman fases que se pueden distinguir a
simple vista. Por ejemplo en el granito se distinguen tres fases: cuarzo
(escamas vidriosas incoloras), mica (laminas negras) y feldespato (partículas
grises).
- Suspensiones
Se denomina así a las mezclas que tienen partículas finas insolubles (yeso,
cemento, arena) suspendidas en un líquido (generalmente agua) durante un
tiempo y luego se sedimentan. Se pueden separar por medios físicos.
Algunos ejemplos de suspensiones son el jugo de naranja, la leche de
magnesia, la mezcla de harina con agua, la mezcla de agua con aceite.
- Coloides
En química un coloide, suspensión coloidal o dispersión coloidal es un
sistema fisicoquímico formado por dos o más fases: una continua,
normalmente fluida, y otra dispersa en forma de partículas insolubles (por lo
general sólidas). La fase dispersa es la que se halla proporcionalmente en
menor cantidad.
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Las fases de los coloides no se separan ni sedimentan, tenemos por ejemplo
la gelatina, mayonesa, leche y cremas. Existen varios métodos físicos para
separar los componentes de una mezcla heterogénea. Algunos de ellos son:
- Filtración
Se utiliza para separar mezclas heterogéneas sólido-líquido. Se hace pasar
la mezcla a través de una barrera con poros finos, como un filtro de papel.
- Disolución y filtración
La arena mezclada con sal, al ser ésta soluble en agua, se pueden separar
agitando la mezcla en agua. Al filtrar, la arena se queda retenida en el papel
y la disolución de sal pasa a su través.
- Decantación
Permite separar dos líquidos no miscibles. Al dejar reposar la mezcla, el más
denso queda en la parte inferior y el menos denso en la parte superior,
pudiéndose separar fácilmente.
CAPÍTULO III: MEDICIÓN
47
A. ¿QUÉ ES MEDIR?
Medir es comparar una magnitud con otra que llamamos unidad de medida. Es
un proceso básico de la ciencia que consiste en comparar un patrón seleccionado
con el objeto o fenómeno cuya magnitud física se desea medir para ver cuántas
veces el patrón está contenido en esa magnitud.
La medida es el número de veces que la magnitud contiene a la unidad.
B. ¿QUÉ ES LA UNIDAD DE MEDIDA?
Una unidad de medida es una cantidad estandarizada de una determinada
magnitud física. Las unidades de medida más usuales son las del Sistema
Métrico Decimal y en los países anglosajones se emplea el Sistema Ingles.
Todas las unidades denotan cantidades escalares. En el caso de las magnitudes
vectoriales, se interpreta que cada uno de los componentes está expresado en
la unidad indicada.
Al patrón de medir se le llama también Unidad de medida y debe cumplir estas
condiciones:
- Ser inalterable, esto es, no ha de cambiar con el tiempo ni en función de quién
realice la medida.
- Ser universal, es decir utilizada por todos los países.
- Ha de ser fácilmente reproducible
Las primeras unidades se conocen como unidades básicas o fundamentales,
mientras que las segundas se las conocen como unidades derivadas.
Reuniendo las unidades patrón que los científicos han estimado más
convenientes, se han creado los denominados Sistemas de Unidades como el
48
Sistema Internacional(SI), este nombre se adoptó en el año 1960 en la XI
Conferencia General de Pesos y Medidas , celebrada en París buscando en él
un sistema universal, unificado y coherente.
C. ¿QUÉ ES MAGNITUD?
Magnitud es todo aquello que se puede medir, que se puede representar por un
número y que puede ser estudiado en las ciencias experimentales (que son las
que observan, miden, representan, obtienen leyes, etc.).
La bondad de un hombre no se puede medir y jamás la Física estudiará la
bondad. La bondad, el amor, etc., no son magnitudes.
1. Clases de magnitudes
- Magnitudes fundamentales
Las magnitudes fundamentales son aquellas magnitudes físicas que, gracias
a su combinación, dan origen a las magnitudes derivadas. La mayoría de
mediciones se realiza en forma directa, haciendo uso de algún instrumento
de medida.
Así tenemos que, para medir la longitud de un objeto, se puede usar el metro
o un calibrador. Obsérvese que se compara la longitud del objeto con la
longitud del patrón marcado en el calibrador, haciéndose la comparación
distancia-distancia.
La Física estableció siete magnitudes fundamentales de las que se pueden
derivar todas las demás (magnitudes derivadas).
49
50
- Magnitudes derivadas
Las magnitudes derivadas son aquellas magnitudes físicas que,
dimensionalmente, se pueden expresar en función de las magnitudes
fundamentales. Puesto que el Sistema Internacional tiene sólo siete
magnitudes fundamentales, todas las demás son magnitudes derivadas.
No siempre es posible realizar una medida directa, porque existen variables
que no se pueden medir por comparación directa, es por lo tanto con
patrones de la misma naturaleza, o porque el valor a medir es muy grande o
muy pequeño y depende de obstáculos de otra naturaleza, etc.
D. EL SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES
El Sistema Internacional de Unidades es un sistema de medidas, se estableció
en Francia con el fin de solventar los dos grandes inconvenientes que
presentaban las antiguas medidas:
- Unidades con el mismo nombre variaban de una provincia a otra
- Las subdivisiones de las diferentes medidas no eran decimales, lo cual
representaba grandes complicaciones para el cálculo.
Se trataba de crear un sistema simple y único de medidas que pudiese
reproducirse con exactitud en cualquier momento y en cualquier lugar, con
medios disponibles para cualquier persona.
51
Prefijos del Sistema Internacional
Los prefijos del SI se usan para nombrar a los múltiplos y submúltiplos de
cualquier unidad, ya sean unidades básicas o derivadas. Estos prefijos se
anteponen al nombre de la unidad para indicar para indicar de que medida se
trata, del mismo modo, los símbolos de los prefijos se anteponen a los
símbolos de las unidades.
E. MAGNITUDES FUNDAMENTALES EN EL SI
Longitud: La unidad SI básica para la longitud es el metro (m). otras unidades
que se usan comúnmente son el centímetro (cm), decímetro (dm) y el kilómetro
(Km).
52
Masa: La unidad SI básica para la longitud es el kilogramo (kg). En química la
unidad química que más se usa es el gramo. Asimismo existen factores de
conversión para otras unidades.
Tiempo: Se mide en segundos (s). El segundo se define como la duración de
9192631770 periodos de la radiación correspondiente a la transición entre los
dos niveles energéticos híper finos del estado fundamental del átomo de cesio-
133.
Temperatura: Se mide en Kelvin (K). El Kelvin se define como el inverso de
273.16 (1/273.16) de la temperatura del punto triple del agua. Para convertir de
una unidad a otra se tiene:
Cantidad de sustancia: Se mide en moles (mol). El mol se define como la
cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos
hay en 0.012 kg de carbono-12.
53
Intensidad de corriente eléctrica: Se mide en Amperios (A). El Amperio se
define como la cantidad de corriente que debe pasar por dos conductores
paralelos e infinitos situados en el vacío para que entre ellos haya una fuerza de
0.0000002 Newtons por cada metro de conductor.
Intensidad luminosa: Se mide en candelas (cd). La candela se define como la
intensidad luminosa, en una dirección dada, de una fuente que emite una
radiación monocromática de frecuencia 540000000000000 Hertzios y cuya
intensidad energética en esa dirección es 1/683 vatios por estereorradián.
F. MAGNITUDES DERIVADAS EN EL SI:
Volumen: Dado que el volumen es una longitud elevada al cubo, la unidad SI
derivada es el metro cubico m3. Son unidades relacionadas: El centímetro cubico
(cm3) y el decímetro cubico (dm3).
Otra unidad de volumen común, pero que no pertenece al SI es el litro (L). Un
litro es el volumen ocupado por un decímetro cubico. Un volumen de un litro de
igual a 1000 mililitros (mL) y un mililitro de volumen es igual a un centímetro
cubico:
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Velocidad y aceleración: Por definición, la velocidad es el cambio de la distancia
con el tiempo; esto es:
La aceleración es el cambio de la velocidad con el tiempo; esto es:
Por consiguiente la velocidad tiene unidades de m/s (o cm/s) y la aceleración
tiene unidades de m/s2 (o cm/s2). Se requiere la velocidad para definir la
aceleración que a su vez es necesaria para definir la fuerza y en consecuencia
la energía. Tanto la fuerza como la energía son importantes en muchas áreas de
la química.
Fuerza: La fuerza se la define como la masa por la aceleración, de acuerdo con
la segunda Ley de Newton sobre el movimiento:
En el lenguaje común, la fuerza a menudo se considera sinónimo de empuje o
tracción. En química las fuerzas estudiadas son principalmente las fuerzas
eléctricas que existen entre átomos y moléculas. La unidad de fuerza SI derivada
es el Newton (N), donde:
Presión: La presión se define como la fuerza aplicada por unidad de área, esto
es:
55
Una referencia común de presión es una atmosfera (1atm), que representa la
presión atmosférica ejercida por una columna de aire seco al nivel del mar a 0°C.
Una presión de 1 Newton por metro cuadrado, se denomina pascal. Entonces,
una atmosfera se define por medio de la siguiente equivalencia:
Energía: La energía es la capacidad de realizar un trabajo o producir un cambio.
En química, los efectos de la energía que revisten interés so los que implican
cambios físicos y químicos. En mecánica, el trabajo se define como la fuerza por
la distancia. Dado que la energía se puede medir como trabajo, es posible
expresar:
La unidad SI derivada de energía tiene las unidades newton por metro (N.m) o
kg m2/s2. Esta unidad SI derivada de la energía se llama de modo más común
Joule (J)
Densidad: La densidad de un objeto es la masa del objeto dividido entre su
volumen:
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La unidad SI derivada para la densidad es el kilogramo por metro cubico (kg/m3).
Esta unidad es demasiado grande para la mayoría de las aplicaciones en
química. La unidad g/cm3 y su equivalente g/mL, se utilizan más a menudo para
expresar la densidad de sólidos y líquidos. Dado que las densidades de los gases
son muy bajas, para ellos se utiliza la unidad g/L:
G. MANEJO DE NÚMEROS
Una vez conocidas algunas unidades utilizadas en química, es conveniente
familiarizarse con dos técnicas para el manejo de los números asociados con las
mediciones: La notación científica y el análisis de cifras significativas.
1. Notación científica
En química es común encontrarse con números que son demasiado grandes
o extremadamente pequeños. Por ejemplo:
- En un gramo del elemento hidrogeno existen unos 602,2000000000
00000000000 átomos de hidrogeno.
- Cada átomo de hidrogeno tiene una masa de apenas 0.0000000000
0000000000000166 g.
El manejo de estos números es engorroso y su uso en los cálculos aritméticos
con llevan a cometer errores.
De la misma manera cuando se realizan cálculos con números demasiado
grandes resultan tediosos. Como por ejemplo:
57
Para manejar estas cantidades muy grandes o muy pequeñas, se usa la
llamada notación científica. No importa cuál sea la magnitud, todos los
números se puede expresar en la forma:
Siendo:
a : un número real mayor o igual que 1 y menor que 10, que recibe el nombre
de coeficiente.
n : un número entero, que recibe el nombre de exponente u orden de magnitud.
Para expresar un número en notación científica identificamos la coma decimal
(si la hay) y la desplazamos hacia la izquierda si el número a convertir es mayor
que 10, en cambio, si el número es menor que 1 (empieza con cero coma) la
desplazamos hacia la derecha tantos lugares como sea necesario para que
(en ambos casos) el único dígito que quede a la izquierda de la coma esté
entre 1 y 9 y que todos los otros dígitos aparezcan a la derecha de la coma
decimal.
Entonces, en los ejemplos anteriores diremos que:
- En un gramo del elemento hidrogeno existen unos 6,02 x 1023 átomos de
hidrogeno.
- Cada átomo de hidrogeno tiene una masa de apenas 1,66 x 10-24 g.
Otros ejemplos para representar la notación científica se tiene:
58
Nótese que la cantidad de lugares que movimos la coma (ya sea a izquierda o
derecha) nos indica el exponente que tendrá la base 10 (si la coma la
movemos dos lugares el exponente es 2, si lo hacemos por 3 lugares, el
exponente es 3, y así sucesivamente.
7856,1 Se desplaza la coma decimal hacia la izquierda, de tal manera que
antes de ella sólo quede un dígito entero diferente de cero (entre 1 y 9), en
este caso el 7.
7,8561
La coma se desplazó 3 lugares.
El número de cifras desplazada indica el exponente de la potencia de diez;
como las cifras desplazadas son 3, la potencia es de 103.
El signo del exponente es positivo si la coma decimal se desplaza a la
izquierda, y es negativo si se desplaza a la derecha. Recuerda que el signo
positivo en el caso de los exponentes no se anota; se sobreentiende.
Por lo tanto, la notación científica de la cantidad 7.856,1 es: 7,8561 x 103
59
H. OPERACIONES CON NÚMEROS EN NOTACIÓN CIENTÍFICA
1. Adición y sustracción
Ejemplo (1):
Si tenemos una suma o resta (o ambas) con expresiones en notación
científica, como en este ejemplo:
Lo primero que debemos hacer es factorizar, usando como factor la más
pequeña de las potencias de 10, en este caso el factor será 109 (la potencia
más pequeña), y factorizamos:
Arreglamos de nuevo el resultado para ponerlo en notación científica y nos
queda:
2. Multiplicación y división
Para multiplicar se multiplican las expresiones decimales de las notaciones
científicas y se aplica producto de potencias para las potencias de base 10.
Ejemplo (1):
Veamos el procedimiento en la solución de un problema:
60
Ejemplo (2):
Un tren viaja a una velocidad de 26,83m/s, ¿qué distancia recorrerá en 1300
s?
Convierte las cantidades a notación científica.
La fórmula para calcular la distancia indica una multiplicación: distancia (d) =
velocidad (V) x tiempo (t).
Reemplazamos los valores por los que tenemos en notación científica
Se realiza la multiplicación de los valores numéricos de la notación
exponencial,
Ahora multiplicamos las potencias de base 10. Cuando se realiza una
multiplicación de potencias que tienen igual base (en este caso ambas son
base 10) se suman los exponentes.
Del procedimiento anterior se obtiene:
61
Por lo tanto, la distancia que recorrería el ferrocarril sería de
La cifra 3,4879 x 10 elevado a 4 es igual a 34.879 metros.
Ejemplo (3): Hagamos la siguiente división:
3. Análisis de cifras significativas
Las cifras significativas de un número son aquellas que tienen un significado
real y, por tanto, aportan alguna información. Toda medición experimental es
inexacta y se debe expresar con sus cifras significativas. Veamos un ejemplo
sencillo: supongamos que medimos la longitud de una mesa con una regla
graduada en milímetros. El resultado se puede expresar, por ejemplo como:
No es esta la única manera de expresar el resultado, pues también puede ser:
L = 0,852 m
L = 8,52 dm
L = 852 mm
Se exprese como se exprese el resultado tiene tres cifras significativas, que
son los dígitos considerados como ciertos en la medida. Cumplen con la
definición pues tienen un significado real y aportan información. Así, un
resultado como no tiene sentido ya que el instrumento que hemos utilizado
para medir no es capaz de resolver las diezmilésimas de metro.
62
Por tanto, y siguiendo con el ejemplo, el número que expresa la cantidad en la
medida tiene tres cifras significativas. Pero, de esas tres cifras sabemos que
dos son verdaderas y una es incierta, la que aparece subrayada a
continuación:
Esto es debido a que el instrumento utilizado para medir no es perfecto y la
última cifra que puede apreciar es incierta. ¿Cómo es de incierta? Pues en
general se suele considerar que la incertidumbre es la cantidad más pequeña
que se puede medir con el instrumento, aunque no tiene por qué ser así pues
puede ser superior a dicha cantidad. La incertidumbre de la última cifra
también se puede poner de manifiesto si realizamos una misma medida con
dos instrumentos diferentes, en nuestro caso dos reglas milimetradas. Por
extraño que pueda parecer no hay dos reglas iguales y, por tanto, cada
instrumento puede aportar una medida diferente.
Quedando claro que la última cifra de la medida de nuestro ejemplo es
significativa pero incierta, la forma más correcta de indicarlo (asumiendo por
ahora que la incertidumbre es de ±1 mm), es
No obstante, lo más normal es omitir el término ± 0’001 y asumir que la última
cifra de un número siempre es incierta si éste está expresado con todas sus
cifras significativas. Este es el llamado convenio de cifras significativas que
asume que “cuando un número se expresa con sus cifras significativas, la última
cifra es siempre incierta”.
63
Asumiendo que cualquier problema de física o química de un libro de texto nos
muestra las cantidades con sus cifras significativas, debemos saber expresar el
resultado de las operaciones que hagamos con dichos números con sus cifras
significativas correspondientes. Es lo que veremos más adelante pues antes es
necesario ampliar conceptos y establecer procedimientos.
Reglas para establecer las cifras significativas de un número dado:
Regla 1 En números que no contienen ceros, todos los dígitos son
significativos.
Por ejemplo:
Regla 2 Todos los ceros entre dígitos significativos son significativos.
Por ejemplo:
Regla 3 Los ceros a la izquierda del primer dígito que no es cero sirven
solamente para fijar la posición del punto decimal y no son significativos.
Por ejemplo:
Regla 4 En un número con dígitos decimales, los ceros finales a la derecha del
punto decimal son significativos.
64
Por ejemplo:
Regla 5 Si un número no tiene punto decimal y termina con uno o más ceros,
dichos ceros pueden ser o no significativos. Para poder especificar el número
de cifras significativas, se requiere información adicional. Para evitar
confusiones es conveniente expresar el número en notación científica, no
obstante, también se suele indicar que dichos ceros son significativos
escribiendo el punto decimal solamente. Si el signo decimal no se escribiera,
dichos ceros no son significativos.
Por ejemplo:
Ejemplos:
- Al contar el número de átomos en una molécula de agua obtenemos un
número exacto: 3.
- Al contar las caras de un dado obtenemos un número exacto: 6.
- Por definición el número de metros que hay en un kilómetro es un número
exacto: 1000.
- Por definición el número de grados que hay en una circunferencia es un
número exacto: 360
CAPÍTULO IV: ESTRUCTURA ATÓMICA
A. MODELOS ATÓMICOS
65
Desde la antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la
materia. En aquella época los filósofos griegos se preguntaban si la materia podía
ser dividida indefinidamente o si llegaría a un punto, que tales partículas, fueran
indivisibles. A medida que se iban haciendo nuevos estudios, nuevos
descubrimientos y diversos experimentos, se ha llegado a tener varias teorías o
modelos atómicos, unos más elaborados que otros.
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69
B. CONCEPCIÓN ACTUAL DE LA ESTRUCTURA ATÓMICA
El modelo actual del átomo se basa en la mecánica cuántica ondulatoria, la cual
está fundamentada en cuatro números cuánticos, mediante los cuales puede
describirse un electrón en un átomo.
El desarrollo de esta teoría durante la década de 1920 es el resultado de las
contribuciones de destacados científicos entre ellos Einstein, Planck, De Broglie,
Bohr, Schrödinger y Heisenberg.
70
La siguiente figura muestra las modificaciones que ha sufrido el modelo del átomo
desde Dalton hasta Schrödinger.
Con la idea que te has plasmado de la evolución que ha sufrido la concepción del
átomo según los modelos estudiados, ahora debemos precisar cómo se concibe
al átomo actualmente:
C. ESTRUCTURA ATÓMICA
El átomo está constituido:
- El núcleo y
- La corteza o envoltura electrónica
1. El núcleo atómico
El núcleo atómico es la parte central de un átomo, tiene carga positiva, y
concentra más del 99,9% de la masa total del átomo. En él encontramos a las
partículas subatómicas, las cuales son partículas más pequeñas que el átomo.
Estas partículas pueden ser partículas elementales o compuestas (por otras
partículas subatómicas como son los quarks).
71
Las partículas subatómicas más conocidas son los protones y los neutrones,
denominados nucleones, ya que conforman el núcleo de los átomos, están
constituidos por quarks.
El Protón: Es una partícula subatómica con carga eléctrica positiva (+) con:
- Una carga eléctrica de +1,6 × 10-19 Culombios.
- Una masa de 1,7 x10-24 g., es decir, una masa 1836 veces superior a la de
un electrón.
El Neutrón: Es una partícula subatómica sin carga neta
- Tiene una masa similar a la del protón, 1,7 x10-24 g, aunque ligeramente
superior.
Está presente en el núcleo de todos los átomos, excepto en el protio. Aunque
se dice que el neutrón no tiene carga, en realidad está compuesto por tres
partículas fundamentales cargadas llamadas quarks, cuyas cargas sumadas
son cero. Por lo tanto, el neutrón es un barion neutro compuesto por dos
quarks abajo y un quark arriba.
72
El Mesón: Es un corpúsculo subatómico descubierto por Yukawa. Los
mesones son partículas compuestas en un estado quark-anti quark.
Originalmente, se predijo que los mesones eran los portadores de la fuerza
que une al protón y al neutrón, de ahí su nombre del griego antiguo mesos =
medio; sin embargo no mostró interacción fuerte con la materia nuclear.
Propiedades del núcleo atómico
a. Numero atómico (Z): El número atómico es el número total de protones
que tiene el átomo, también es el orden de ubicación de los elementos en
la tabla periódica. Convencionalmente se le representa con la letra Z (del
alemán: Zahl, que quiere decir número), es la identidad del átomo y sus
propiedades vienen dadas por el número de partículas que contiene. Un
átomo en su estado natural es neutro y tiene número igual de protones y
electrones.
Donde:
73
Ejemplo:
Un átomo de sodio Na tiene un número atómico 11, posee 11 electrones y
11 protones; Z = 11
Un átomo de magnesio Mg, tiene número atómico 12, posee 12 electrones
y 12 protones; Z = 12
Un átomo de uranio U, que tiene número atómico 92, posee 92 electrones
y 92 protones; Z = 92
El número atómico determina las propiedades químicas del elemento
porque la estructura electrónica que determina los enlaces químicos
depende de la atracción electrostática, por la carga positiva del núcleo.
b. Numero de masa (A): El número de masa atómica es el número de
protones más el número de neutrones que coexisten en el núcleo de un
átomo, sus unidades se dan en unidades de masa atómica (u; antes uma).
Convencionalmente se le representa por A. Si conocemos el número de
masa (A) y el número atómico (Z) de un elemento, podemos calcular el
número de neutrones (n°) de acuerdo con la siguiente fórmula:
Donde:
A = Número de masa
Ejemplo:
El átomo del aluminio tiene 13 protones y 14 neutrones, por lo cual su
número de masa será:
74
Representación
Ejemplos
c. Tipos de núclidos o nucleídos:
Isótopos:
Los isótopos son átomos que tienen el mismo número atómico (se trata del
mismo elemento), pero distinto número másico, es decir, tienen diferente el
número de neutrones. La mayoría de elementos químicos presenta más de
un isótopo natural, siendo el elemento con mayor cantidad de isótopos
estables el Estaño (Sn), con 10.
Existen isótopos radioactivos de gran utilidad para la investigación médica
y diagnóstica entre ellos tenemos al:
- Arsénico-76 (Ar-76), utilizado para detectar tumores cerebrales.
- Cobalto-60 (Co-60), empleado en tratamiento de cáncer gástrico.
- Yodo-131 (I-131), utilizado para detectar el mal funcionamiento de la tiroides.
- Radio-226 (Ra-226), empleado en tratamientos de radioterapia para el
cáncer.
- Fósforo-32 (P-32), utilizado en el tratamiento para cáncer de piel.
- Los isótopos se representan escribiendo el símbolo del elemento y colocando
al lado izquierdo o derecho, el número de masa (A) del isótopo como un
superíndice y el número atómico (Z) como un subíndice.
Ejemplo (1):
75
- El hidrogeno tiene 3 isótopos, los cuales tienen el mismo número atómico
pero su masa atómica varía.
Ejemplo (2):
Los 3 isótopos del litio tienen el mismo número atómico pero su masa atómica
varia.
Isobaros
Son átomos que pertenecen a elementos diferentes, es decir presentan
diferente número atómico, pero posee igual número de masa, los isobaros
son comunes en los elementos químicos reactivos como: calcio, argón,
hierro, cobalto, estaño y telurio.
Ejemplo (4): Los átomos isobaros del calcio y argón tienen el mismo número
de masa pero su número atómico varía.
76
Isótonos
Son núclidos pertenecientes a elementos diferentes. Poseen diferente
número de protones e igual número de neutrones; por lo tanto tienen
diferentes números de masa: También son núclidos con propiedades físicas
y químicas diferentes.
d. Peso atómico o Masa atómica promedio: La masa atómica promedio es
el promedio ponderado de las masas de todos los isótopos naturales de un
elemento, generalmente es un valor decimal. Este valor es el que aparece
en la tabla periódica debajo del símbolo de cada elemento. Se calcula
sumando las masas relativas de cada isótopo multiplicadas por el
porcentaje de abundancia en la naturaleza de cada uno.
77
Ejemplo (1):
Determinar la masa atómica promedio del carbono si se sabe que, en la
naturaleza existen 3 isotopos de carbono, estos tres isotopos tienen una
abundancia promedio en la naturaleza como se muestra en el siguiente
cuadro:
Ejemplo (2):
Determinar la masa atómica promedio del magnesio si se sabe que, en la
naturaleza existen 3 isotopos de magnesio, según el siguiente cuadro:
2. La corteza o envoltura electrónica
Se denomina corteza o envoltura electrónica la parte externa de un átomo,
podemos decir entonces que, es la región del átomo que rodea al núcleo, en
la cual se encuentran los electrones orbitando a grandes velocidades
alrededor de él, originando una nube electrónica de carga eléctrica negativa.
El Electrón
Es una partícula subatómica, con carga eléctrica negativa (-), comúnmente se
le representa por el símbolo e− y posee:
78
Generalmente se le define como una partícula elemental, es decir, que no
tiene componentes o subestructura conocidos. Los electrones se encuentran
unidos al núcleo del átomo por la interacción electromagnética.
El nombre electrón para esta carga fue introducido el 1894 por el físico irlandés
George Johnstone Stoney. Sin embargo, el electrón no fue identificado como
una partícula hasta 1897 por Joseph John Thomson y su equipo de físicos
británicos.
Los electrones son partículas evasivas, que no se pueden observar
directamente. Puesto que no se puede observar un electrón, no se puede
conocer su ruta y localización exacta. Debido a ello, los científicos pueden
únicamente identificar las regiones del espacio donde los electrones tienen
más probabilidad de encontrarse. Estas regiones del espacio se denominan
orbitales.
Números Cuánticos
Los números cuánticos permiten expresar la situación y propiedades de los
electrones en los niveles de energía. También podemos decir que son
parámetros matemáticos que nos indican el estado de energía de un electrón
de un átomo. Un conjunto permitido de sus valores describe una determinada
región de probabilidad de contener al electrón.
“El cuanto es la unidad de energía”, de acuerdo con la mecánica cuántica, son
necesarios cuatro números cuánticos para determinar el comportamiento de
79
los electrones en los diferentes átomos. Estos números cuánticos son: el
principal, secundario o azimutal, magnético y de Spin. (n, l, m y s). Los tres
(03) primeros resultan de la ecuación de onda; y el último, de las
observaciones realizadas de los campos magnéticos generados por el mismo
átomo.
Estos números cuánticos no son suficientes para explicar todas las
propiedades del electrón, por ello fue necesario la introducción de un cuarto
número cuántico llamado “SPIN”, Dirac y Jordan replantearon la mecánica
cuántica no relativista de Schrödinger aplicando la teoría de la relatividad de
Albert Einstein, estableciendo de esta manera la mecánica cuántica relativista
que involucra en la solución al cuarto número cuántico llamado “spin”
Número cuántico principal (n)
Se le conoce también como número cuántico de espacio o de volumen, se le
representa por la letra "n". Indica los niveles de energía que puede ocupar un
electrón. Está relacionado con la distancia media que hay del electrón al
núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este. En la
medida que su valor aumenta, el nivel ocupa un volumen mayor y puede
contener más electrones, y su contenido energético es superior.
Su valor corresponde a la serie de números naturales: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 y
coincide con el mismo nº cuántico introducido por Bohr. Cuando n = 1 el
electrón está en estado fundamental o basal, que es el de menor energía.
Niveles de Energía
Los orbitales se encuentran organizados en niveles de energía. Los electrones
más cercanos al núcleo están en niveles de energía inferiores. Los niveles de
energía superiores están localizados, en promedio, progresivamente más lejos
del núcleo.
80
Para describir la posición de un electrón en un átomo, los químicos especifican
los niveles de energía, los subniveles y orbitales en donde se encuentran los
electrones. Muy similar a la dirección de ubicación de una persona, una
dirección indica el departamento, la ciudad y la calle donde vive una persona
o un grupo de personas.
Se le representa con el numero cuántico principal n, que en realidad es el
número del nivel de energía.
Representación cuántica: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
Representación literal: n = K, L, M, N, O, P, Q
Regla de Rydberg: Determina el número máximo de electrones en cada nivel
de energía, esta regla solo funciona hasta el nivel 4, ya que el nivel 5 tiene
como máximo 32 electrones.
81
Número máximo de electrones = 2(n)2
Número cuántico azimutal (l)
Se le llama también número cuántico secundario, orbital o de forma (el nombre
proviene del árabe as-sumút que quiere decir la dirección). Se le representa
por la letra "l" e indica la orientación espacial del electrón en el campo
magnético que crea al girar alrededor del núcleo, quiere decir la forma de la
región (reempe) u orbital en la que se puede mover el electrón, asimismo,
indica el subnivel de energía. Su valor depende del número principal y se
calcula como:
l = n - 1
Según el número cuántico azimutal (l), los subniveles están representados por
letras: s, p, d, f. Cada nivel de energía origina un número definido de
subniveles, así tenemos que, cuando:
l = 0, se tiene un subnivel energético llamado s;
l = 1, se tiene el subnivel p;
l = 2, se tiene el subnivel d;
l = 3, se tiene el subnivel f.
82
Valores de número cuántico azimutal (l)
Para cada valor de n se permiten varias órbitas electrónicas de diferente
excentricidad. Tal como se indica en la figura adjunta:
l = 0 corresponde a la órbita circular,
l = 1 a la órbita elíptica menos excéntrica,
l = 2 a la siguiente, de mayor excentricidad que la anterior,
l = 3 a la siguiente, y así sucesivamente.
La excentricidad de una elipse aumenta cuanto mayor sea la separación entre
sus dos focos; una circunferencia es una elipse de excentricidad nula, en la
que coinciden los dos focos en el centro de la circunferencia.
83
Subniveles de energía (l)
Formalmente el número cuántico secundario se liga a una cuantización del
momento cinético o cantidad de movimiento angular del electrón en su órbita,
porque decir que el electrón sólo puede tener determinadas órbitas elípticas
es lo mismo que afirmar que su momento cinético sólo puede tener
determinados valores. Por ello, al número cuántico secundario se le denomina
número cuántico del momento angular o número cuántico azimutal.
Las iniciales “s, p, d, f”, corresponden a las líneas representativas en el idioma
ingles:
Sharp = claro
Principal = línea característico del espectro atómico
Difuse = mayor o menor difusión del espectro
Fundamental = línea espectral que define a cada átomo
Subnivel de Energía y Orbitales
Cada nivel de energía se divide en uno o más subniveles. Un subnivel está
compuesto de orbitales que tienen las mismas características dentro de un
nivel de energía. El número de subniveles que se encuentra dentro de un nivel
de energía corresponde al número de nivel de energía (el número cuántico
principal). Por lo tanto, el primer nivel de energía contiene únicamente un
84
subnivel. El segundo nivel de energía dos subniveles, el tercero tres, y así
sucesivamente. Cada subnivel se denota con una letra: s es el subnivel de
energía más bajo; p es el siguiente subnivel con un poco más de energía; d
tiene una energía aún mayor y f es el subnivel con mayor energía de los cuatro.
Los subniveles se diferencian por la forma de las regiones donde hay mayor
probabilidad de encontrar electrones. Un orbital s tiene forma esférica. El
subnivel p tiene una distribución más compleja. Cada uno de los tres orbitales
p se distribuyen a lo largo de cada uno de los tres ejes del sistema de
coordenadas tridimensionales. Un subnivel p completo es una combinación de
los tres orbitales p. Hay cinco orbitales d y 7 orbitales f, ambos de formas
complejas. Cada subnivel está formado por un conjunto de orbitales. Cada uno
de estos orbitales representa una nube electrónica con forma determinada. El
conjunto de orbitales que forman un subnivel determinado poseen todos igual
energía. La diferencia entre un orbital del mismo tipo de subnivel pero que se
encuentra en diferente nivel de energía, es el tamaño. Así, un orbital 1s
comparado con un orbital 2s, se diferencian en que el orbital del nivel 2 es más
grande que el orbital 1s.
Cada uno de los subniveles tiene un número máximo de electrones. Así:
Los subniveles en los primeros cuatro niveles de energía quedan distribuidos
de la siguiente manera:
85
Número cuántico magnético (m):
Se llama también número cuántico de orientación, describe la orientación
espacial del electrón en el campo magnético que crea al girar alrededor del
núcleo, indica, además, el número de orbitales presentes en un subnivel
determinado, Para cada valor de l, m puede tomar todos los valores enteros
comprendidos entre –l y +l incluyendo el cero. Su valor está en función de l y
se calcula de la siguiente manera:
m = 2 l + 1
El símbolo utilizado es "m"; y los valores que tienen son los números orbitales
enteros que van desde –l hasta +l.
m = - l, …, -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, …, + l
Determina el número de orbitales que puede contener un sub-nivel de energía,
así tenemos que, cuando:
l = 0; m = 2 l + 1 = 2(0) +1 = 1, quiere decir que, “m” solo puede ser igual a 0 y
que solo hay un orbital s.
86
l = 1; m = 2 l + 1 = 2(1) + 1 = 3, quiere decir que, “m” tiene los posibles valores
de, -1, 0, +1; y que hay tres orbitales p, con tres orientaciones distintas.
l = 2; m = 2 l + 1 = 2(2) + 1 = 5, quiere decir que, “m” tiene los posibles valores
de, -2, -1, 0, +1, +2; y que hay cinco orbitales d, con cinco orientaciones
distintas.
l = 3; m = 2 l + 1 = 2(3) + 1 = 7, quiere decir que, “m” tiene los posibles valores
de, -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3; y que hay siete orbitales f, con siete orientaciones
diferentes.
87
Número cuántico de “Spin” (s):
Hace referencia al giro del electrón sobre su propio eje.
Sólo es posible dos sentidos de giro: horario y anti horario, tiene dos (02)
valores permitidos
ms = +½, y -½
Estos valores representan el movimiento del electrón y el tipo de rotación sobre
su eje, con dos (02) únicas posibilidades y opuestas entre sí, hacía la derecha
o hacía la izquierda.
88
Cada uno de los orbitales puede contener hasta dos (02) electrones, uno con
cada spin. De tal manera que el momento magnético se anula, es cero.
Orbitales
Se sabe que el electrón se encuentra en permanente movimiento. Con
respecto a este movimiento y como consecuencia de él, el modelo matemático
probabilístico o modelo atómico actual, afirma que: “no se puede conocer con
exactitud la posición de los electrones, no obstante, si se puede prever en que
región del espacio el electrón se hallara muy probablemente, en un instante
determinado”.
A esta región del espacio en que hallaría muy probablemente el electrón se le
llama “orbital”. Entonces ¿qué es un orbital?
Pues bien, un orbital es la región o espacio de la nube electrónica donde
probablemente se encontraría un electrón.
Por ello se establece que giran en una región de espacio donde
estadísticamente es más probable encontrar al electrón, esta región también
se denomina región espacio energético de magnitud probabilística electrónica
- REEMPE.
Los orbitales pueden albergar como máximo dos electrones, que se
diferencian entre sí por el sentido de giro sobre su eje. Cuando dos electrones
ocupan el mismo orbital, sus sentidos de giro son opuestos y se dice que son
apareados.
Orbital = REEMPE
R : Región
E : Energética
E : Espacial
89
M : De manifestación
P : Probabilística
E : Electrón
Los orbitales pueden albergar como máximo dos electrones, que se
diferencian entre sí por el sentido de giro sobre su eje.
Numero de orbitales en cada subnivel
Cada subnivel tiene el siguiente número de orbitales:
El subnivel “s” tiene un solo orbital (s)
El subnivel “p” tiene 3 orbitales (p, p, p)
El subnivel “d” tiene 5 orbitales (d, d, d, d, d)
El subnivel “f” tiene 7 orbitales (f, f, f, f, f, f, f)
90
Representación de los orbitales
A los orbitales se les representa por figuras cerradas, en cuyo interior están
las flechas que representa a los electrones y su espín.
- Se dice que dos electrones tienen espines completos, llenos, apareados o
anti paralelos, cuando sus espines son opuestos, y están juntos en un mismo
orbital.
- Se dice que dos electrones El subnivel “s” tiene un solo orbital (s).
Tamaño de los orbitales
El tamaño de los orbitales depende del nivel en el que están. Cuando mayor
sea el número cuántico principal (n = 1, 2, 3, 4, 5, 6,...) más grande será el
orbital correspondiente; por ejemplo, el electrón 2s tiene un orbital más grande
que el electrón 1s, pero menor que el 3s.
Forma y orientación de los orbitales
La forma de los orbitales son:
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Orbitales “s”:
Tiene forma esférica.
Orbitales “p”:
Tiene forma de lóbulos alargados, en número de dos, simétricos con respecto
al núcleo. Hay tres tipos de orbitales p (l = -1, 0, 1) que difieren en su
orientación en tres planos diferentes y perpendiculares entre sí, siguiendo la
dirección de los ejes cartesianos x, y, z
Los orbitales p del nivel n se denominan npx, npy, npz. Los orbitales p al igual
que los s aumentan de tamaño al aumentar el número cuántico principal.
Orbitales “d”:
Tiene forma de 4 lóbulos situados en direcciones perpendiculares entre sí,
de modo que el núcleo se halla en la intersección de dichas direcciones, o
bien formados por dos lóbulos y un anillo que rodea al núcleo.
Se tiene 5 orbitales atómicos (para n>3; l = 2; m = -2, -1, 0, +1, +2) con
diferentes orientaciones en el espacio, 3dxy, 3dxz, 3dyz, 3dx2
-y2, 3dz
2; el orbital
3dz2 difiere en su forma de los otros cuatro, los cinco orbitales d tienen todos
la misma energía.
92
Orbitales “f”:
Son orbitales de mayor energía se tienen 7 orbitales, estos orbitales son
importantes para comprender el comportamiento de los elementos con número
atómico mayor a 57.
Por ejemplo para n>4 tendremos los orbitales f (l = 3 y m = -3, -2, -1, 0, +1, +2,
+3).
Observaciones:
Para valores de >4 tenemos los orbitales g y subsiguientes (a partir de f sigue
el orden alfabético de las consonantes).
93
Número de orbitales con sus electrones en cada subnivel
- En el subnivel “s” hay un (1) solo orbital, el que contiene 2 electrones como
máximo. Total: 2 e-.
- En el subnivel “p” hay 3 orbitales, cada uno tiene 2 electrones: px, py, pz.
Total 6 e-.
- En el subnivel “d” hay 5 orbitales, cada uno tiene 2 electrones: dxy, dxz, dyz,
dz2, dx2-y2. Total: 10 e-.
- En el subnivel “f” hay 7 orbitales, cada uno tiene 2 electrones: fz3, fy3, fx3,
fxyz, fz(x2-y2), fy(z2-x2), fx(z2-y2). Total: 14 e-.
Se debe tener en cuenta que cada orbital contiene como máximo 2 electrones,
que se sobreentiende son de espines contrarios o anti paralelos.
Representación de orbitales por subnivel
Retomando los datos se tiene:
94
En el subnivel “s” (1s2) hay un orbital con solo 2 electrones (s2), por lo tanto
tendrá un total de 2 electrones. Su representación orbital es:
En el subnivel “p” (2s2, 2p6) hay 3 orbitales, con 2 electrones cada uno: px2,
py2, pz2; con un total de 6 electrones. Su representación orbital es:
En el subnivel “d” (3s2, 3p6, 3d10) hay 5 orbitales, con 2 electrones cada uno:
(dxy)2, (dyz)2, (dxz)2, (dz2)2, (dx2-y2)2; con un total de 10 electrones (el
exponente 2 de los paréntesis, no significa al cuadrado, sino 2 electrones).
Simplificando y para no incurrir en confusiones, los orbitales del subnivel “d”,
son: d2, d2, d2, d2, d2, con un total de 10 electrones. Su representación orbital
es:
En el subnivel “f” (4s2, 4p6, 4d10, 4f14) hay 7 orbitales, con 2 electrones cada
uno: (fz3)2, (fy3)2, (fx3)2, (fxyz)2, (fz(x2-y2))2, (fy(z2-x2))2, (fx(z2-y2))2; con un total
de 14 electrones.
Simplificando y para no incurrir en confusiones, los orbitales del subnivel “f”,
son: f2, f2, f2, f2, f2, f2, f2, con un total de 14 electrones. Su representación orbital
es:
95
Configuración electrónica
La configuración electrónica es el modo en que los electrones de un átomo se
disponen alrededor del núcleo. En otras palabras, y de acuerdo con el modelo
de Böhr, la configuración electrónica nos indica en qué niveles y subniveles de
energía se encuentran los electrones de un átomo.
Los niveles de energía son 7 (1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7) y los subniveles son: s (con
2 electrones como máximo), p (con 6 electrones como máximo), d (con 10
electrones como máximo) y f (con 14 electrones como máximo).
Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas: energía de los
orbitales, principio de exclusión de Pauli y regla de Hund.
Principio de mínima energía (Principio de Aufbau)
Aufbau, palabra alemana que quiere decir “construcción progresiva”. Este
principio establece que los electrones van llenando primero los orbitales de
menor energía, es decir, los que están más cerca al núcleo, es decir, cada
electrón entra en el subnivel de menor energía disponible hasta que este nivel
esté lleno, entonces el próximo electrón entra en el subnivel que le sigue en
energía. El arreglo así obtenido corresponde al estado de más baja energía
posible del átomo y se conoce como el estado raso.
Experimentalmente se ha determinado que el orden de energía es el siguiente:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p…
96
El símbolo se lee “menor que”. Cabe destacar que el orden de energía muestra
algunos orbitales que están en niveles más altos tienen menos energía que
los orbitales de niveles inferiores.
Regla de Moeller o del Serrucho
Sirve para obtener distribuciones electrónicas de los elementos químicos. Esta
nueva regla cumple con la tabla periódica actual en bloques de Seaborg que
contiene hasta 118 elementos químicos.
Empezando por la línea superior, sigue las flechas y el orden obtenido es el
mismo que en la serie anterior. Debido al límite de dos electrones por orbital,
la capacidad de una subcapa de electrones puede obtenerse tomando el doble
del número de orbitales en la subcapa. Así, la subcapa s consiste en un orbital
con una capacidad de dos electrones; la subcapa p consiste en tres orbitales
con una capacidad total de seis electrones; la subcapa d consiste
en cinco orbitales con una capacidad total de diez electrones; la
subcapa f consiste en siete orbitales con una capacidad total de catorce
electrones. En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando,
los orbitales de menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se
encuentra en su estado fundamental. Si el átomo recibe energía, alguno de
sus electrones más externos puede saltar a orbitales de mayor energía,
pasando el átomo a un estado excitado.
97
Principio de exclusión de Pauli
“Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos cuatro números
cuánticos iguales”, por lo tanto, un orbital no puede tener más de dos
electrones. Esta regla establece que por cada orbital, puede contener
únicamente 2 electrones y con spin contrario.
Los tres primeros número cuánticos, n, l y m determinan un orbital específico.
Dos electrones, en un átomo, pueden tener estos tres números cuánticos
iguales, pero si es así, deben tener valores diferentes del número cuántico de
espín. Podríamos expresar esto diciendo lo siguiente: en un orbital solamente
puede estar ocupado por dos electrones y estos electrones deben tener
espines opuestos.
Regla de Hund
Llamada también de Máxima Multiplicidad, que establece lo siguiente: “Ningún
orbital de un mismo subnivel (de igual energía relativa) puede contener dos
electrones antes que los demás contengan por lo menos uno”. Al llenar
orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco orbitales d, o los siete
orbitales f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus
espines paralelos, es decir, desapareados.
98
Formas de mostrar las configuraciones electrónicas:
- Notación spdf condensada
- Notación spdf expandida
Diagrama de orbitales
Configuración electrónica
Para escribir las configuraciones electrónicas utilizaremos el principio aufbau.
Aufbau es una palabra alemana que significa "construcción progresiva";
utilizaremos este método para asignar las configuraciones electrónicas a los
elementos por orden de su número atómico creciente. Veamos por ejemplo
como sería la configuración electrónica para el Nitrógeno.
7N : 1s2, 2s2, 2px1, 2py
1, 2pz1
En el nitrógeno tiene las capas 1s, 2s llenas y las capas “p” están incompletas.
Ahora, veamos la configuración electrónica del Ne es:
10Ne : 1s2, 2s2, 2px2, 2py
2, 2pz2 ó
10Ne : 1s2, 2s2, 2p6
La denominamos "configuración interna del neón" y la representamos con el
símbolo químico del neón entre corchetes, es decir, [Ne]. Los electrones que
99
se sitúan en la capa electrónica del número cuántico principal más alto, los
más exteriores, se denominan electrones de valencia.
La configuración de los elementos que tienen Z=11-18, es decir, desde Na
hasta el Ar, se escribe en la forma denominada "configuración electrónica
abreviada interna del gas noble" de la siguiente manera:
Na : [Ne]3s1
(Consta de [Ne] para la configuración interna del gas noble y 3s1para la
configuración del electrón de valencia)
De manera análoga, podemos escribir la configuración electrónica para Mg,
Al, Si, P....
Mg : [Ne]3s2
Al : [Ne]3s23p1
Si : [Ne]3s23p2
P : [Ne]3s23p3
S : [Ne]3s23p4
Cl : [Ne]3s23p5
Ar : [Ne]3s23p6
Representación con el diagrama de orbitales
100
101
Ejemplos: Para el caso del Nitrógeno tenemos:
7N : 1s2, 2s2, 2px1, 2py
1, 2pz1
Escribir la estructura electrónica y diagrama de orbitales del P (Z=15)
aplicando la regla de máxima multiplicidad de Hund.
15P : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
15P : 1s2 2s2 2px2 2py
2 2pz2 3s2 3px
1 3py1 3pz
1
Escribir la estructura electrónica y diagrama de orbitales del Sc (Z=21)
mediante la configuración abreviada interna del gas noble.
Sc : [Ar] 4s23d1
102
CAPÍTULO V: ESTRUCTURA DE LOS COMPUESTOS
A. ¿QUÉ ES UN COMPUESTO?
En química, un compuesto es una sustancia formada por la unión de dos o más
sustancias o elementos, estos elementos los encontramos en la tabla periódica.
Su característica esencial es que tiene una fórmula química. Por ejemplo, el agua
es un compuesto formado por átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno,
quiere decir que está en una relación de 2 a 1.
En general, un compuesto está formado por moléculas o iones con enlaces
estables y no obedece a una selección humana arbitraria. Se tiene por ejemplo:
el amoníaco (NH3), el agua (H2O), el metano (CH4), el etanol (CH3-CH2OH), el
ácido sulfúrico (H2SO4), entre otros.
Los elementos de un compuesto no se pueden dividir o separar por procesos
físicos (decantación, filtración, destilación, etc.), sino sólo mediante procesos
químicos.
B. SISTEMA DE REPRESENTACIÓN DE LEWIS
La representación de la estructura electrónica completa de los átomos de los
elementos resulta muy tedioso y cansado ya que cada elemento cuenta con
varios niveles, subniveles, y muchos electrones, además resulta innecesario ya
que sólo nos interesa los electrones externos, para evitar ello, Lewis ideó en
1916, la representación de los átomos por sus símbolos rodeados de puntos, en
la que cada punto indica los electrones del ultimo nivel de energía.
103
A estos electrones los llamó "electrones de valencia". En lugar de puntos se
pueden poner asteriscos o aspitas que representen los electrones del último
nivel. Se tiene por ejemplo:
C. ENLACE QUÍMICO
El enlace químico es el conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos,
iones y moléculas, cuando éstos forman distintas agrupaciones estables.
Los gases nobles son los únicos elementos que se encuentran en la naturaleza
como átomos individuales.
En el resto de los elementos, los átomos se encuentran unidos, así por ejemplo,
el oxígeno es una molécula compuesta por la unión de dos átomos; en un trozo
de hierro hay trillones de átomos de hierro unidos entre sí; en una gota de agua
hay un conjunto enorme de moléculas, constituidas por dos átomos de hidrógeno
unido a un átomo de oxígeno; la sal común está formada por iones de sodio y de
cloro; estas uniones se denominan enlace químico.
Tipos de enlace químico
1. Enlaces interatómicos
Son las fuerzas de atracción que existe entre los átomos, con la finalidad de
formar moléculas o cuerpos compuestos. Entre ellos tenemos:
104
Enlace iónico o electrovalente: Es la fuerza de atracción electrónica entre
iones de carga contraria, este tipo de enlace se caracteriza por la transferencia
de electrones de un átomo a otro. Sus características son:
- Se realiza entre un átomo metálico y otro no metálico que tengan una elevada
diferencia de electronegatividades.
- Existe transferencia de electrones de valencia del metal al no metal.
- La transferencia de electrones origina iones de signos contrarios. La
presencia de estos iones establece entre ellos una fuerza de atracción, de
modo que el enlace es de naturaleza electrostática.
- La atracción entre los iones se realiza en todas las direcciones, por lo que no
se forman moléculas sino inmensas redes cristalinas de estructuras
geométricas definidas.
- Las sustancias unidas mediante enlaces iónicos tienen aspecto cristalino,
son sólidos a temperatura ambiental y presentan elevados puntos de fusión
y ebullición, Además conducen en la corriente eléctrica cuando están
fundidas o en disolución acuosa. La sal de mesa, el sulfato de cobre y las
sales en general, todas son sustancias que presentan enlaces iónicos.
Así por ejemplo, tenemos cuando el sodio reacciona con el cloro, se forma un
nuevo compuesto: el cloruro de sodio:
En esta reacción química se ha producido una transferencia de electrones de
los átomos de sodio a los átomos de cloro. El cloruro de sodio que se forma
es un compuesto iónico.
Un metal, como el sodio (Na) del grupo IA de la tabla periódica, tiene la
siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s1. Cuando con otro átomo
para alcanzar la configuración electrónica de gas nobles, le es más fácil ceder
un electrón que aceptar siete. A este tipo de átomos que ceden electrones con
105
facilidad se les llama electropositivos, formadores de iones positivos o
cationes.
Un no metal, como el cloro (Cl) del grupo VIIA de la Tabla Periódica, tiene la
siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Al combinarse con otro
átomo para alcanzar la configuración electrónica de gas noble, le resulta más
fácil aceptar un electrón que ceder siete. Los átomos que aceptan electrones
con facilidad se llaman electronegativos, formadores de iones negativos o
aniones.
17Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Por tanto, cuando se forma el cloruro de sodio, los átomos de sodio ceden un
electrón a los átomos de cloro. El átomo de sodio queda cargado
positivamente formando un ion Na+, y el átomo de loro queda cargado
negativamente formando un ion Cl-. Estos iones se unen mediante fuerzas de
tipo electrostático (atracción de cargas), formando una red iónica
tridimensional en la que cada ion cloro está rodeado por seis iones sodio y
cada ion sodio está rodeado por seis iones cloro.
106
2. Enlace Covalente
Es un enlace o fuerza de atracción que se origina entre no metales, y se
caracteriza por la compartición mutua de uno o más pares de electrones de
valencia de tal forma que adquieran la configuración de gas noble.
El enlace covalente se caracteriza porque entre dichos átomos no hay
transferencia de electrones. La condición es que tengan una baja diferencia
de electronegatividades; se puede realizar entre átomos iguales o diferentes.
Entre sus principales características tenemos:
- Existe compartición de pares electrones de valencia entre los átomos que lo
forman.
- No se forman iones, la unión no es de tipo eléctrico y se debe a los pares de
electrones compartidos
- Los compuestos covalentes suelen ser, generalmente gases a temperatura
ambiental, o líquidos y sólidos con bajos puntos de fusión y ebullición. Esto
se debe a que entre sus moléculas existen uniones que son muy débiles.
- Son malos conductores de la corriente eléctrica; por no tener iones presentes.
107
- Son más solubles en disolventes no polares. La mayoría de los compuestos
covalentes son insolubles en agua.
Clases de enlace covalente
a. Enlace covalente apolar o puro: Es la fuerza que mantiene unidos dos
átomos de un mismo elemento químico y en donde los electrones de
valencia se distribuyen en forma simétrica. Se presenta en elementos de
igual electronegatividad o su diferencia de electronegatividad es cero. En
este caso los electrones están igualmente compartidos por los dos átomos.
Entre ellos se encuentran: H2, Cl2, O2, N2, F2 y otras moléculas diatómicas;
éstas moléculas son de carácter no polar, no hay formación de dipolos.
b. Enlace covalente polar: Se presenta entre átomos de diferente
electronegatividad, el enlace resultante es polar Se origina entre no metales
de distintos elementos, se origina debido a la diferencia de
electronegatividades, es decir, que el de mayor electronegatividad genera
una gran concentración de carga negativa, mientras que el otro una gran
carga positiva.
108
El enlace se polariza cuando los átomos que forman el enlace tienen
diferentes electronegatividades; el más electronegativo deviene en polo
negativo; y el menos electronegativo deviene en positivo. Ejemplo:
Otro ejemplo se puede mencionar el enlace entre el carbono y el oxígeno
para formar el monóxido de carbono. El carbono y el oxígeno presentan
diferente electronegatividad la cual no es marcada ya que ambos son no
metales, esto permite que se forme un enlace covalente polar. Otros
ejemplos tenemos el HCl, NH3.
Como regla general se plantea que cuando la diferencia de
electronegatividad entre los dos átomos es mayor de 1,7; el enlace presenta
un alto carácter iónico. Aplicando esta regla a los ejemplos citados
anteriormente: H2, CO y NaCl y estableciendo la diferencia de
electronegatividad tomando los valores para cada átomo a partir de la tabla
de Pauling, se tiene:
c. Enlace covalente dativo o coordenado: Son enlaces covalentes en los
cuales el par de electrones compartidos es aportado sólo por uno de los
átomos. Lógicamente este enlace establece una polaridad. Son pocos los
109
átomos capaces de formar este tipo de enlaces, destacan el nitrógeno, el
azufre, etc. Ejemplos:
SO2, SO3, H2SO4
3. Enlace metálico
Es el enlace que se produce entre los metales, donde los átomos se unen por
intercambio constante de electrones. Los electrones cedidos se encuentran
trasladándose continuamente de un átomo a otro formando una densa nube
electrónica.
El enlace metálico se origina por la facilidad que tienen los electrones
periféricos de pasar de un átomo a otro. Se trata de un enlace de resonancia
donde todos los átomos quedan rígidamente unidos por enlaces rápidamente
cambiantes. Los átomos de los metales se caracterizan por su baja
electronegativídad, Debido a la poca fuerza de atracción que ejerce el núcleo
del átomo sobre los electrones de la periferie. Al enlace metálico se debe:
Los metales son buenos conductores de la electricidad, debido a que sus
electrones de valencia se mueven fácilmente cuando el metal se conecta a los
terminales de un generador. Los metales son buenos conductores del calor.
Aquellos electrones de valencia que están situados en un foco caliente
adquieren una gran energía cinética que comunican, mediante colisiones, a
los electrones más cercanos a aquellos.
Los electrones de los átomos se trasladan continuamente de un átomo a otro,
generando una densa nube electrónica. Por eso los metales tienen brillo. Los
110
metales se pueden extender en láminas muy, delgadas (son maleables) y en
hilos (son dúctiles). Los metales son capaces de resistir tensiones sin
romperse (son tenaces).
Las fuerzas de atracción que existen entre los iones positivos y la nube de
carga negativa son muy intensas y mantienen la estructura firmemente unida.
Fuerzas intermoleculares
Son fuerzas de atracción que actúan entre todas las moléculas cuando están
próximas. Son más débiles que los enormes interatómicos. Entre las fuerzas
intermoleculares tenemos:
1. Enlace Puente de Hidrógeno
Es un enlace intermolecular. Se presenta en los compuestos del hidrógeno con
átomos de alta electronegativídad, principalmente con oxígeno, nitrógeno, y
flúor (como en el agua, en el amoniaco, en el fluoruro de hidrógeno, etc.).
Por ejemplo, en el caso del agua (H20), el oxígeno constituye el polo negativo
y el hidrógeno forma el polo positivo de la molécula.
Este átomo de hidrógeno se atrae con el átomo de oxígeno de otra molécula
de agua. Así el átomo de hidrógeno establece un puente entre dos moléculas,
de allí el nombre de este tipo de fuerza intermolecular.
111
La disminución de la densidad del agua al congelarse se explica en base a
estos enlaces puente de hidrógeno, los cuales originan una estructura abierta
en el hielo, provocando un incremento de volumen, de tal manera que la
densidad del hielo es menor que la densidad del agua líquida.
Es un enlace de tipo electrostático, donde la fuerza de unión es 10 veces
inferior a la de los enlaces covalentes; y 10 veces superior a las fuerzas de
Van Der Waals.
2. Fuerzas de Van Der Waals
Es la atracción entre el núcleo de los átomos (parte positiva) de cada molécula
y los electrones (parte negativa) de las cortezas electrónicas de otras
moléculas. Esta fuerza origina que algunas moléculas covalentes no sean
gaseosas.
112
3. Atracción ión-dipolo
Los iones de una sustancia pueden interactuar con los polos de moléculas
covalentes polares. Así, el polo negativo de una molécula atrae al ion positivo
y el polo positivo interactúa con el ion negativo:
4. Atracción dipolo-dipolo
Las fuerzas de atracción dipolar se presentan entre dos o más moléculas
polares, y consisten en la unión del polo positivo de una molécula con el polo
negativo de otra.
5. Fuerzas de atracción de London
Son atracciones muy débiles que ejercen su efecto únicamente a distancias
muy cortas. Reciben su nombre en honor al físico Alemán F. London quien
postuló su existencia en 1930.
Las fuerzas de London existen en todo tipo de molécula en fase condensada,
pero son muy débiles para moléculas pequeñas. Las fuerzas de London son
el único tipo de fuerzas intermoleculares presentes en sustancias simétricas
no polares como SO3, CO2, O2, N2, Br2, H2, CH4 y especies monoatómicas de
gases nobles, por lo tanto, ocasionan la condensación de estas sustancias.
113
Son características en las moléculas apolares, debido al movimiento de los
electrones, en estas moléculas se pueden producir momentáneos
desequilibrios en la distribución electrónica, generándose así polos positivos y
negativos. Aunque estos polos cambian continuamente de posición, producen
una interacción débil entre las diferentes moléculas apolares, cuando los polos
son opuestos (+ y -).
D. VALENCIA Y ESTADO DE OXIDACIÓN
El número de electrones que pierden, ganan o comparten los átomos en sus
combinaciones químicas, con la finalidad de alcanzar su configuración
electrónica estable, se llama valencia.
La valencia depende de la cantidad de electrones presentes en su último nivel de
energía. Esa es la razón por la que a estos electrones se les llama electrones de
valencia. Estos electrones se mueven con mucha facilidad entre un átomo y otro,
y de ellos depende el comportamiento químico de los átomos y los enlaces entre
ellos. Por ejemplo, cuando se forma la molécula de óxido de magnesio (MgO), el
magnesio cede dos electrones al oxígeno y así ambos completan su octeto.
Si el átomo pierde electrones la valencia es positiva; como se sabe el número de
electrones o cargas negativas, es igual al número de protones o cargas positivas,
así por ejemplo: el sodio Na tiene 11 electrones y 11 protones, en su distribución
electrónica se tiene; 2, 8, 1; como se observa en su último nivel tiene 1 electrón
que tiende a perderlo para obtener configuración estable; quedándole 10
electrones y 11 protones; y su valencia será +1,
114
Si el átomo gana electrones, la valencia es negativa; así por ejemplo, el oxígeno
tiene 8 electrones (-); y 8 protones (+); su distribución electrónica es 2, 6, por lo
que va a tender a ganar 2 electrones para obtener configuración estable, con la
que tendría 10 electrones (-) y 8 protones (+) y su valencia será 2.
También podríamos decir que la valencia es la capacidad de combinación que
tienen los átomos para unirse a otros átomos. El término valencia identifica la
cantidad de enlaces formados por un átomo. Ejemplo la valencia del oxígeno es
2, porque dicho elemento está en capacidad de formar dos enlaces. La valencia
del hidrógeno es 1 porque siempre forma un solo enlace con el único electrón
que posee. Obsérvese cómo se representan con líneas las valencias de los
elementos que forman la molécula de ácido sulfhídrico (H2S).
E. LOS COMPUESTOS SEGÚN LOS ENLACES
Existen tres clases de compuestos:
1. Compuestos iónicos
Son compuestos formados por átomos unidos por medio de enlaces
electrovalentes. Esto quiere decir que se dan entre los metales y no metales
para poder formar iones.
Ejemplo: El cloruro de sodio
2. Compuestos covalentes
Son compuestos formados por átomos unidos por medio de enlaces
covalentes, los que pueden ser simples o múltiples.
115
Ejemplo: la molécula del flúor
Compuestos covalentes polares: Son compuestos formados por átomos
unidos por medio de enlaces covalentes, pero que presentan polaridad
eléctrica originada por la simetría de sus electrones.
Ejemplo: La molécula del ácido clorhídrico (HCl)
F. FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS
Función Química
Llamamos función química a un conjunto de compuestos que poseen
características y propiedades químicas semejantes, en virtud a que sus
moléculas contienen uno o más átomos iguales, presentando una estructura
química semejante.
Por ejemplo la función hidróxido: NaOH, KOH, Ca(OH)2, la función óxido metálico
CaO, Al2O3 , etc.
Las funciones químicas pueden ser inorgánicas y orgánicas. Entre las funciones
inorgánicas tenemos: óxido metálico, óxido ametálico o anhídrido, hidruro,
hidróxido, ácido oxácido, ácido hidrácido, sal oxisal, sal haloidea.
Nomenclatura Química
116
La nomenclatura química es el conjunto de expresiones que, por convenio
internacional, se utilizan para signar un nombre y una fórmula a un elemento o
compuesto químico. Los convenios establecidos en la nomenclatura y la
formulación química, están diseñados, registrados y controlados por la Unión
Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC).
La nomenclatura química, se encarga de asignar un nombre a cada compuesto.
El nombre de una sustancia, no sólo la identifica, sino que revela su fórmula y
composición. La molécula de un elemento se representa con un símbolo.
En la fórmula de un compuesto se indican qué elementos lo forman y cuántos
átomos de cada elemento están presentes.
Para escribir la fórmula correcta de los compuestos, es necesario saber los
símbolos de los distintos elementos, su posición en la Tabla Periódica y algunas
propiedades como la capacidad de combinación y de sus números de oxidación
(valencia).
Notación
Son las reglas para escribir directamente la fórmula de un compuesto químico.
1. Funcion Óxido
Funcion óxido básico o metálico
Son compuestos inorgánicos binarios que se forman de la reacción de un
elemento metálico con el oxígeno.
117
Las moléculas de los metales son monoatómicas y las del oxígeno son
diatómicas.
Notación de los óxidos básicos
Para escribir la fórmula de un óxido metálico o básico:
- Se escribe el símbolo del elemento metálico seguido del símbolo del oxígeno.
- Luego se intercambian las valencias; la valencia del metal se coloca como
subíndice del oxígeno, y la valencia del oxígeno se coloca como subíndice
del metal; si se puede simplificar se procede.
Ejemplo:
En el caso del sodio (Na):
Escribimos los símbolos
Intercambiamos valencias
La fórmula va a quedar:
El subíndice 1 se sobre entiende:
118
Nomenclatura de los Óxidos básicos
Para dar nombre a los óxidos metálicos o básicos; hay varios sistemas, entre
los principales tenemos:
a. Nomenclatura clásica o tradicional: A los óxidos básicos se les designa
con el nombre genérico de OXIDO, seguido del nombre del metal que les
da origen. Se dan dos casos:
Cuando el metal tiene una sola valencia, el nombre del metal termina en
ICO o simplemente el nombre del metal. Ejemplo:
Cuando el metal tiene dos valencias, da origen a dos óxidos:
Si el óxido se forma con la valencia menor, el metal termina en OSO.
Si el óxido se forma con la valencia mayor, el metal termina en ICO.
Ejemplo:
119
b. Nomenclatura moderna: A su vez comprende:
Nomenclatura Stock: Alfred Stock en 1941, sugirió en la IUPAC un sistema
de nomenclatura práctico para nombrar los compuestos inorgánicos. Es
recomendada por la IUPAC. Este sistema no usa ni prefijos ni sufijos.
Se nombra con la palabra OXIDO seguido del nombre del metal con su
respectiva valencia en números romanos entre paréntesis.
Ejemplos:
Cu2O óxido de cobre (I)
CuO óxido de cobre (II)
FeO óxido de fierro (II)
Fe2O3 óxido de fierro (III)
PbO óxido de plomo (II)
PbO2 óxido de plomo (IV)
Nomenclatura general o del grado de oxidación de los óxidos:
Aceptada por la IUPAC, a estos compuestos se designan con el nombre
genérico de ÓXIDO seguido del nombre del elemento, precedidos de los
120
prefijos numéricos: mono (1), di ó bi (2), tri (3), tetra (4), etc. para indicar el
número de átomos de cada elemento en el compuesto.
Ejemplo:
Cu2O monóxido de dicobre
CuO monóxido de cobre
FeO monóxido de fierro
Fe2O3 trióxido de difierro
PbO monóxido de plomo
PbO2 dióxido de plomo
Cuando hay un sólo átomo de metal se puede omitir el prefijo mono
Propiedades de los óxidos básicos
Los óxidos metálicos o básicos son compuestos sólidos, iónicos, solubles
en agua y buenos conductores de la electricidad. Cuando reaccionan con el
agua dan origen a los compuestos químicos llamados hidróxidos o bases.
Aplicaciones de los óxidos básicos
- Oxido de Sodio (Na2O): Empleado en la fabricación de vidrio.
- Oxido de Magnesio (MgO): Empleado como material refractario, también
empleada en la fabricación de abonos y en la preparación de medicamentos
contra la acidez de estómago. Se usa como antídoto para muchos tipos de
intoxicaciones.
- Óxido de Hierro (FeO): Proveen el color de algunos vidrios.
- Oxido de Aluminio (Al2O3): En su forma cristalina es empleado en joyería (el
rubí es óxido de aluminio con impurezas que le dan el color rojo).
- Óxidos de Arsénico (As2O): se usan en la industria del vidrio. También se
emplean para la preparación de venenos, colorantes y productos
121
agroquímicos. En Medicina se administran pequeñas dosis para ciertos
tratamientos.
- Oxido de Cobre Rojo: es mena de cobre y también se añade a los vidrios
para darles coloración roja.
- Óxido de Zinc Natural: no se emplea por contener muchas impurezas. Pero
sí se emplea el producto sintético, tanto para la fabricación de pinturas y
colorantes, como para la preparación de pomadas antisépticas y productos
de cosmética.
- Oxido Mercúrico (HgO): dada su rareza, no se usa en estado natural, si no
que se obtiene artificialmente. Se utiliza en Medicina para la preparación de
pomadas de uso oftalmológico1 y dermatológico1.
- Oxido de Titanio (TiO2): empleado como agente blanqueador y opacador en
esmaltes de porcelana.
- Óxido de Hierro Natural o Hierro Sintético: utilizado en la Industria del
cemento, Pinturas, Plástico, Industria del vidrio, industria de la fundición,
industria de la cerámica, cosmética, pieles de caucho. etc.
- Óxidos de Plomo (PbO): se emplea en diferentes procesos como:
elaboración de baterías Industriales, fabricación de pigmentos,
recubrimientos anticorrosivos.
En general los óxidos se utilizan en la industria para elaborar colorantes
como masillas, para producir fertilizantes que combatan problemas de
acidez en los suelos como el Óxido de Calcio, Oxido de Magnesio.
2. Óxidos ácidos o no metálicos
Llamados también anhídridos, son compuestos inorgánicos binarios que se
forman de la reacción de un ametal con el oxígeno.
122
Los subíndices de los elementos reaccionantes no son valencias sino
representación de moléculas diatómicas.
Notación de los óxidos ácidos
Para escribir la fórmula de un anhídrido
- Se escribe el símbolo del elemento ametálico seguido del símbolo del
oxígeno.
- A continuación se intercambian las valencias como subíndices; si se puede
simplificar se procede.
Ejemplo:
Nomenclatura de los óxidos ácidos o anhídridos:
Nomenclatura clásica o tradicional: Se les nombra con la palabra genérica
de ANHÍDRIDO, seguida del nombre del ametal y terminado de la siguiente
manera:
- Cuando el ametal tiene una sola valencia, termina en ICO o simplemente el
nombre del ametal.
Ejemplos: Boro B: 3
Cuando el ametal tiene dos valencias, da origen a dos anhídridos diferentes:
123
- Para la menor valencia el ametal termina en OSO
- Para la mayor valencia el ametal termina en ICO
Ejemplo: Antimonio Sb: 3,5
Silicio Si: 2,4
Cuando el ametal tiene tres valencias, da origen a tres anhídridos diferentes.
Ejemplo: el bromo Br: 1, 3, 5
Para la menor valencia, se antepone al ametal el prefijo HIPO y se le hace
terminar en el sufijo OSO.
Para la valencia mayor, el ametal termina en el sufijo ICO
Otro ejemplo: el azufre S: 2, 4, 6
124
Cuando el ametal tiene 4 valencias: da origen a 4 anhídridos diferentes.
Ejemplo:
Para la primera valencia (menor), se antepone al ametal el prefijo HIPO y se
le hace terminar en el sufijo OSO.
Para la segunda valencia (media menor) el ametal termina en el sufijo OSO
Para la tercera valencia (media mayor) el ametal termina en el sufijo ICO.
Para la cuarta valencia (mayor) se antepone el ametal el prefijo PER ó HIPER
y se le hace terminar en el sufijo ICO.
Cl+7O-2 Cl2O7 anhídrido PERclórICO o
anhídrido HIPERclórICO
Otro ejemplo: Yodo I: 1, 2, 3, 5, 7.
I+1O-2 I2O anhídrido hipoyodoso
I+3O-2 I2O3 anhídrido yodoso
I+5O-2 I2O5 anhídrido yódico
125
I+7O-2 I2O7 anhídrido peryódico
Nomenclatura moderna
Nomenclatura stock de los óxidos ácidos o anhídridos: Se les nombra
genérica de OXIDO, seguido del nombre del ametal y con la valencia en
números romanos y entre paréntesis.
Ejemplo:
B2O3 óxido de boro (III)
SiO2 óxido de silicio (IV)
SO óxido de azufre (II)
Cl2O7 óxido de cloro (VII)
El sistema IUPAC aconseja NO USAR la notación STOCK para los óxidos
ácidos.
Nomenclatura General o del grado de oxidación de los óxidos ametálicos
oanhídridos:
Se les designa con el nombre genérico de OXIDO seguido del nombre del
ametal, precedidos de los prefijos numéricos: mono (1); di ó bi (2); tri (3); tetra
(4); penta (5); hexa (6); hepta (7) para indicar el número de átomos de cada
elemento en el compuesto.
Ejemplo:
CO monóxido de carbono
SiO2 Dióxido de silicio
B2O3 Trióxido de diboro
Cl2O7 Heptaóxido de dicloro
126
Propiedades de los anhídridos: Generalmente son cuerpos gaseosos,
covalentes, en su mayoría solubles en agua, reaccionando para formar
compuestos químicos llamados ácidos oxácidos.
Aplicaciones de los anhídridos: Los óxidos ácidos se utilizan en la industria:
- Para producir ácidos en unión con el agua
- Para producir explosivos como la pólvora.
- Para obtener algunos elementos en particular; por ejemplo de la hematita se
obtiene el hierro, del óxido de uranio, el metal radiactivo utilizado en las
centrales nucleares.
- En el laboratorio para síntesis orgánicas
- En la industria farmacéutica en la elaboración de la aspirina.
- En la elaboración de otros anhídridos de ácidos.
- Como agente de acilación de alcoholes, con los que forma esteres acéticos.
- En la elaboración del acetato de celulosa para rayón, resinas, plásticos y
colorantes.
3. Óxidos Especiales
127
Óxidos neutros: Son los óxidos que no reaccionan con el agua, por lo que no
forman ni bases ni ácidos.
Ejemplo: CO, NO, SiO, etc.
Peróxidos: Son compuestos que resultan de la combinación del oxígeno con
una óxido básico (metalico) de mayor estado de oxidación (mayor valencia del
metal - ICO).
Contienen en su molécula dos átomos de oxígeno unidos entre sí, formando
un puente oxigenado, llamado peroxídico: -O-–O-. Es necesario señalar que
en este caso los subíndices que presenta la fórmula de la molécula no deben
ser simplificada debido a que se ha formado un fuerte enlace puente
OXIGENO-OXIGENO que es estable.
El radical O22-actua con la valencia 2, osea que, el oxígeno posee valencia 1
Formulación: Los peróxidos se formulan utilizando la valencia del oxígeno -1
ya que los dos oxígenos comparten una pareja de electrones por los que en
este grupo de elementos no se pueden simplificar las valencias. La fórmula de
los peróxidos es del tipo:
X2(O2)n
Donde: X es el elemento metálico, O es oxígeno y n es la valencia del elemento
metálico.
Ejemplo:
Para el caso del sodio
Se escribe el símbolo del metal y el oxígeno : Na O2
Se intercambian valencias : Na2(O2) 1
Se suprime el uno y los paréntesis : Na2O2
128
Para el caso del bario
Se escribe el símbolo del metal y el oxígeno : Ba O2
Se intercambian valencias : Ba2(O2) 2
Se simplifica : Ba1(O2 )1
Se suprime el uno y los paréntesis : BaO2
Nomenclatura de los peróxidos: Se les nombra con la palabra PERÓXIDO
y luego el nombre del metal que forma el compuesto.
Ejemplo:
2NaO2 + O2 2Na2O2 Peróxido de sodio
CaO + O2 CaO2 Peróxido de calcio
H2O + O2 H2O2 Peróxido de hidrógeno
Los metales de los grupos I y II de la Tabla periódica, son susceptibles de
formar peróxidos.
Óxidos compuestos o salinos
Son óxidos que resultan de la combinación de dos óxidos básicos del mismo
elemento metálico de dos valencias, pero estas valencias deben ser 2 y 3 ó 2
y 4, de tal manera que los subíndices deben ser 3 para el metal y 4 para el
oxígeno. E3O4.
Ejemplo:
FeO + Fe2O3 Fe3O4
Oxido ferroso + oxido férrico óxido ferroso-férrico (Magnetita) ú
óxido salino de fierro
129
PbO2 + PbO3 Pb3O4
Oxido plumboso + óxido plúmbico Óxido plumboso-plúmbico ú
Óxido salino de plomo.
Nota: Cuando la valencia del metal es 2 y 4; el óxido de menor valencia se
multiplica por 2.
Óxidos anfóteros
Existen algunos elementos a las cuales se les denomina anfóteros por tener
la particularidad de comportarse como metales y no metales. En estas
condiciones, están en la posibilidad de formar óxidos básicos con ciertas
valencias y óxidos ácidos con otras valencias.
Ejemplo:
130
Superóxidos
Son óxidos especiales en donde la relación entre el metal con el oxígeno es
½, es decir MO2, pero sólo se forman con los metales alcalinos Li, Na, K, y Rb;
en dicho caso el estado de oxidación del oxígeno es – ½. Son óxidos estables.
Ejemplo:
LiO2 Superoxido de litio
KO2 Superoxido de potasio
NaO2 Superoxido de sodio
RbO2 Superoxido de rubidio
G. FUNCION BASES O HIDRÓXIDOS
131
Los hidróxidos o bases, son compuestos inorgánicos ternarios, que resulten de
la combinación de un óxido básico o metálico con el agua.
Todo hidróxido en su estructura contiene como grupo funcional al radical (-OH)
llamado OXHIDRILO o HIDROXILO (monovalente negativo).
Ejemplo
K2O + H2O 2KOH
Óxido de potasio agua hidróxido de potasio
FeO + H2O Fe(OH)2
Óxido ferroso agua hidróxido ferroso
Notación
Para escribir directamente la fórmula de un hidróxido:
- Se escribe el símbolo del metal, a continuación entre paréntesis el radical
oxhidrilo.
- Luego se intercambian las valencias entre el metal y el oxhidrilo.
Recuerda que el oxhidrilo es monovalente negativo (-1);
Ejemplos:
El hidróxido férrico (ICO: la valencia del Fe: 3)
Fe+3 (OH)-1
Intercambiando valencias tenemos:
Fe(OH)3
El hidróxido de calcio (Ca: 2)
132
Ca+2(OH)-1
Intercambiando valencias tenemos:
Ca(OH)2
El hidróxido de sodio (Na: 1)
Na+1(OH)-1
Intercambiando valencias tenemos:
Na(OH)
- Como se puede observar, que en la fórmula de un hidróxido, como subíndice
del grupo -OH siempre es la valencia del metal.
- Si solamente hay un oxhidrilo en la fórmula, no es necesario encerrarlo entre
paréntesis, sucede en los metales monovalentes. Ejemplos: KOH, LiOH,
NaOH
Nomenclatura de los Hidróxidos
1. Nomenclatura clásica o tradicional
Los hidróxido o bases se nombran de la misma manera que los óxidos de
origen, cambiando únicamente la palabra OXIDO por HIDRÓXIDO.
Si el metal tiene una sola valencia, se escribe la palabra hidróxido seguida del
nombre del metal, simplemente; o el metal terminando en ICO, Ejemplo:
Na2O + H2O 2NaOH
Oxido sódico hidróxido sódico o
hidróxido de sodio
CaO + H2O Ca(OH)2
Oxido de calcio hidróxido de calcio o
hidróxido cálcico
133
Cuando el metal tiene dos valencias, da origen a dos hidróxidos: se utiliza los
sufijos OSO (para la menor valencia); e ICO (para la mayor valencia).
NiO + H2O Ni(OH) 2
Oxido niqueloso Hidróxido niqueloso
Ni2O3 + 3 H2O 2 Ni(OH)3
Oxido niquélico Hidróxido niquélico
HgOH hidróxido mercurioso
Hg(OH)2 hidróxido mercúrico
Fe(OH)2 hidróxido ferroso
Fe(OH)3 hidróxido férrico
2. Nomenclatura Stock
Recomendada por la IUPAC, esta nomenclatura no usa las terminaciones
OSO e ICO. Se nombran con la palabra HIDRÓXIDO seguida del nombre del
metal, y su valencia en números romanos y entre paréntesis.
KOH Hidróxido de potasio (I)
Ca(OH)2 Hidróxido de calcio (II)
Fe(OH)2 Hidróxido de fierro (II)
Fe(OH)3 Hidróxido de fierro (III)
HgOH Hidróxido de mercurio (I)
Hg(OH)2 Hidróxido de mercurio (II)
134
Propiedades de los hidróxidos o bases: Los hidróxidos al disolverse en el
agua dejan en libertad sus grupos oxhidrilos -OH como iones monovalentes
negativos.
- Son electrolitos, es decir que sus soluciones conducen la electricidad.
- Siempre llevan el radical oxhidrilo -OH como grupo funcional.
- Reaccionan con los ácidos, formando sales.
- Tienen propiedades detergentes, sabor a lejía.
- Vuelven azul al papel tornasol enrojecido por los ácidos.
- Se tiñen de rojo grosella con' la solución de fenolftaleína.
H. FUNCION HIDRUROS
Son compuestos generalmente binarios, que resultan de la combinación del
hidrógeno con cualquier otro elemento, principalmente con elementos
representativos activos (metales y no metales) y algunos elementos de transición.
Clases:
1. Hidruros metálicos
Los hidruros metálicos son compuestos binarios que se forman al combinarse
un metal con el hidrógeno que actúa con valencia -1.
Notación: Para escribir la fórmula directamente se escribe el símbolo del
metal, luego el símbolo del hidrógeno, se intercambian valencias y se escriben
como subíndices.
Nomenclatura: Para nombrar estos compuestos se coloca la palabra hidruro
y luego el nombre del metal.
135
LiH hidruro de litio
CaH2 hidruro de calcio.
Los metales que forman hidruros, generalmente son elementos
representativos, que actúan con su valencia principal.
2. Hidruros no metálicos
Son compuestos binarios que se forman cuando se combina un no metal (que
trabaja con una de su menor valencia) con el hidrógeno que actúa con valencia
+1.
Notación: Para escribir las formulas se procede de igual manera que los
hidruros metálicos.
Nomenclatura: Para nombrarlos se escribe la palabra hidruro y luego el
nombre del no metal.
PH3 hidruro de fósforo (fosfina)
NH3 hidruro de nitrógeno (amoniaco)
I. FUNCIÓN ÁCIDOS
Los ácidos son sustancias hidrogenadas, que siempre contienen como grupo
funcional, uno o más átomos de hidrógeno en su molécula. Son de sabor agrio.
Los ácidos son compuestos químicos que se caracterizan por presentar iones
hidrógeno (H+1), susceptibles de ser total o parcialmente ionizados; o sea que los
ácidos al disolverse en agua, desprenden iones hidrógeno H+.
136
Clases de ácidos inorgánicos por el origen
Los ácidos por su origen pueden ser oxácidos, hidrácidos y ácidos especiales.
Ácidos oxácidos
Son compuestos inorgánicos ternarios, oxigenados (formados por hidrógeno,
ametal y oxígeno), que resultan de la combinación de un óxido ácido o
anhídrido con el agua.
SO3 + H2O H2SO3
Anhídrido sulfurico ácido sulfúrico
N2O3 + H2O H2N2O4 - - - HNO2
Anhídrido nitroso ácido nitroso
Notación: Para escribir directamente la fórmula de un oxácido, se procede de la
siguiente manera:
- Se escriben los tres símbolos: hidrógeno, ametal y oxígeno.
- El prefijo y el sufijo del ametal, indica la valencia con que actúa.
- El subíndice del hidrógeno se determina de la siguiente manera: Si la valencia
del ametales impar, lleva 1H, si la valencia del ametal es par lleva 2 H.
- El subíndice del oxígeno se obtiene de la semisuma del subíndice del
hidrogeno y la valencia del ametal. Ejemplo:
Escribir la fórmula del ácido sulfuroso:
- Escribimos los tres símbolos: H S O
- Se identifica la valencia del ametal: sulfuOSO = 4 (par)
- El subíndice del hidrogeno es I; por ser la valencia impar.
- Se determina el subíndice del oxígeno: (2+4) = 3
137
2
Luego la formula será: H2SO3 acido sulfuroso. Ejemplo
Escribir la fórmula del ácido brómico
- Escribimos los tres símbolos: H Br O
- Se identifica la valencia del bromo: bromICO = 4 (par)
- El subíndice del hidrogeno es 1, por ser la valencia impar.
- Se determina el subíndice del oxígeno: (1+5) = 3
2
Luego la formula será: HBrO3 ácido brómico.Ejemplo:
Escribir la fórmula del:
Ácido cloroso: cuya valencia es 3 : HClO2
Ácido carbónico: cuya valencia 4 : H2CO3
Ácido hipobromoso: cuya valencia es 1 : HBrO
Nomenclatura de los ácidos oxácidos
Nomenclatura clásica o tradicional: Recomendable por la IUPAC; los oxácidos se
nombran con la palabra genérica ACIDO seguida del nombre del no metal con
los prefijos y terminaciones propios del anhídrido que le dio origen. Ejemplo:
CO2 + H2O H2CO2
Anhídrido carbónico acido carbónico
Cl2O3 + H2O H2CO2
Anhídrido cloroso ácido cloroso
Br2O + H2O 2 HBrO
138
Anhídrido hipobromoso ácido hipobromoso
J. ÁCIDOS HIDRÁCIDOS
Son compuestos inorgánicos, binarios, no oxigenados; formados por el hidrógeno
y un halógeno o calcógeno con su menor valencia.
Los ácidos hidrácidos resultan de disolver en agua ciertos hidruros no metálicos.
Los elementos que originan ácidos hidrácidos son los del grupo VIA y VIIA, los
que actúan con su menor valencia.
Halógenos (VIIA) : F, Cl, I, At; con su menor valencia: -1
Calcógenos (VIA) : S, Se, Te; con su menor valencia: -2
Cl2 + H2 2 HCl
Ácido clorHÍDRICO
S2 + 2 H2 2 H2S
Ácido sulfHíDRICO
HF fluoruro de hidrógeno disuelto en agua, da ácido fluorhídrico HF
HCl cloruro de hidrógeno disuelto en agua, da ácido clorhídrico HCl
H2S sulfuro de hidrógeno disuelto en agua, da ácido sulfhídrico H2S
Hl yoduro de hidrógeno disuelto en agua, da ácido yodhídrico Hl
Notación. Para escribir directamente la fórmula de un ácido hidrácido se escribe
el símbolo del hidrógeno, a continuación el símbolo del halógeno o calcógeno;
luego se intercambian las valencias como subíndices.
139
Ejemplo:
H+1I-1 HI ácido yodhídrico
H+1Se-2 H2Se ácido selenhídrico
Nomenclatura de los hidrácidos
Nomenclatura clásica o tradicional: Se les designa con el nombre genérico
ÁCIDO seguido del nombre del halógeno o calcógeno, terminado en HÍDRICO.
Ejemplo:
HF ácido fluorhídrico
HCl ácido clorhídrico
Hl ácido yodhídrico
H2Te ácido terlurhídrico
Nomenclatura moderna: Recomendada por la IUPAC, se les designa con el
nombre del halógeno o calcógeno terminado en URO, seguido de la palabra
HIDROGENO, a la que se antepone el prefijo DI si son dos los hidrógenos del
hidrácido. Ejemplo:
HBr Bromuro de hidrógeno
H2S Sulfuro de dihidrógeno
HI Yoduro de hidrógeno
H2Se Seleniuro de dihidrógeno
K. OXÁCIDOS ESPECIALES
1. Ácidos polihidratados
140
Son aquellos oxácidos que se originan al reaccionar el anhídrido con más de
una molécula de agua. Esto no ocurre con cualquier no metal, solamente con
algunos como por ejemplo el P, As, Sb, B, S, etc.
Nomenclatura: Para nombrar a los ácidos polihidratados se usa el nombre del
ácido oxácido normal, pero agregando ciertos prefijos, de acuerdo al siguiente
cuadro. Para lo cual hay que tener presente si la valencia del ametal es par o
impar.
Ejemplo:
Anhídrido sulfúrico (valencia par): SO3
SO3 + H2O H2SO4 acido META sulfúrico
2 SO3 + H2O H2S2O7 acido PIRO sulfúrico o
Ácido disulfúrico
SO3 + 2 H2O H4S2O7 acido ORTO sulfúrico
Ejemplo:Anhídrido fosfórico (valencia impar): P2 O5
P2 O5 + H2O H2P2O6 HPO3
Ácido META fosfórico
P2O5 + 2 H2O H4P2O7
Ácido PIRO fosfórico
P2O5 + 3 H2O H6P208 H3PO4
Ácido ORTO fosfórico
141
Ejemplo: Anhídrido carbónico (valencia par): CO2
CO2 + H2O H2CO3 ácido META carbónico
2CO2 + H2O H2C2O5 ácido PIRO carbónico
CO2 + 2H2O H4CO4 ácido ORTO carbónico
Ejemplo: Anhídrido cloroso (valencia impar): Cl2O3
Cl2O3 + H2O H2CI2O4 HCIO2 ácido META cloroso
CI2O3 + 2H2O H4Cl2O5 ácido PIRO cloroso
Cl2O3 + 3H2O H6Cl2O6 H3CIO3 ácido ORTO cloroso
Es necesario tener en cuenta que se puede obviar el término META y ORTO
para algunos casos; El prefijo meta en aquellos ácidos formados con
elementos de valencia par; y el prefijo orto de los elementos P, B, As, Sb.
2. Poliácidos
Son ácidos oxácidos que se forman de una molécula de agua con varias
moléculas de anhídrido.
Nomenclatura: Se usa el mismo nombre del oxácido normal, pero en este
caso se utilizarán prefijos para diferenciarlos. Estos prefijos serán aquellos que
nos indiquen el número de elementos no metálicos en la molécula:
Di para 2 átomos no metálicos
Tri para 3 átomos no metálicos
Tetra para 4 átomos no metálicos, etc.
Ejemplos:
2 CO2 + H2O H2C2O5
Anhídrido carbónico ácido DIcarbónico
2 N2O5 + H2O H2N4O11
142
Anhídrido nítrico ácido TETRAnítrico
3 SO + H2O H2S3O4
Anhídrido hiposulfuroso. Ácido TRIhiposulfuroso
3. Tioácidos
Resulta de la sustitución parcial o total de los oxígenos de un ácido por igual
número de átomos de azufre. El prefijo se utiliza de acuerda con lo siguiente:
Cuando se sustituye "O" por un "S" se usa el prefijo TIO.
4. Peroxiácidos
Es la combinación de un óxido ácido con un peróxido de hidrógeno.
Nomenclatura: Se le nombra anteponiendo el prefijo peroxi al anhídrido que
intervenga. Ejemplos:
SO3 + H2O2 H2SO5
Anhídrido sulfúrico ácido peroxisulfúrico
Cl2O5 + H2O2 H2Cl2O7
Anhídrido clórico ácido peroxiclórico
5. Anomalías y excepciones
Existen algunos elementos que poseen un gran número de valencias algunas
de ellas actúan como metal y el resto como no metal, así tenemos:
143
Para el caso del NITRÓGENO tiene 5 valencias: 1, 2, 3, 4, 5 existe cierta
anomalía en su nomenclatura:
Cuando el fósforo actúa como monovalente, solo existe la forma ORTO:
P2O + 3 H2O H3PO2 ácido ortohipofosforoso
Ácido Hipofosforoso
No todos los hidrógenos de los ácidos del fósforo pueden ser sustituidos para
formar sales, los hidrógenos unidos directamente al fósforo (P- H) no pueden
ser sustituidos.
Los polihidratados del P, As, Sb, y B, cuando se combinan con 3 moléculas de
agua, no están obligados a usar el prefijo ORTO:
P2O5 + 3 H2O H3PO4 ácido ortofosfórico
144
Ácido Fosfórico
Propiedades de los ácidos
- Todos los ácidos llevan como grupo funcional al ion hidrógeno (H+).
- Los ácidos se disuelven en agua ionizándose, son electrolitos y conducen la
electricidad.
- Los ácidos tienen sabor agrio.
- A los ácidos se les reconoce porque enrojecen al papel tornasol azul.
- Enrojece el reactivo anaranjado de metilo.
- Decoloran la solución de fenolftaleína.
- Los ácidos reaccionan con los metales y con hidróxidos, formando sales.
L. FUNCIÓN SALES
Son compuestos inorgánicos que resultan de la combinación de un ácido con un
hidróxido, o provienen de la sustitución total o parcialmente de los hidrógenos de
un ácido por metales. Se obtienen generalmente por una reacción de
neutralización, o por una reacción de corrosión.
Reacción de Neutralización.
H2SO4 + Ca(OH) CaSO4 + 2H2O
Ácido Hidróxido Sal agua
Reacción de Corrosión
H2SO4 + Cu CuSO4 + H2
Acido Metal Sal Hidrogeno
Clases de sales:
Se clasifican por su origen y por su composición:
145
1. Sales por su origen
Sales oxisales u oxigenadas o sales terciarias:
Son las que provienen de la reacción de un ácido oxácido con una base o
hidróxido, o con átomos de metal.
H2CO3 + Hg(OH)2 HgCO3 + 2H2O
Ácido carbónico hidróxido mercúrico Carbonato mercúrico
2HClO3 + Mg Mg(CIO3)2 + H2
Ácido clórico Magnesio Clorato de magnesio
Notación: Para escribir la fórmula de una oxisal:
146
- Se escribe el símbolo del metal, seguido del radical ácido, entre paréntesis.
No es necesario escribir el radical ácido entre paréntesis cuando la valencia
del metal es 1.
- Se intercambian las valencias entre el metal y el radical ácido. Se simplifica
si fuera posible.
Recuerda que la valencia del radical ácido está dada por el número de
hidrógenos que desprende. Ejemplo:
Escribir la fórmula del selenito de potasio:
Selenito proviene del ácido selenioso H2SeO3
Luego el radical selenito es (SeO3)=
Luego la fórmula será: K+(SeO3)=
Intercambiando valencias: K2(SeO3) ó K2SeO3
Nomenclatura de las oxisales
Nomenclatura clásica o tradicional; las sales oxisales se designan con el
nombre del radical ácido seguido del nombre del metal terminado en OSO o
en ICO, según su valencia. O simplemente el nombre del metal cuando tiene
una sola valencia.
Recuerda que el nombre del radical ácido proviene del ácido de origen,
cambiándole la terminación OSO por ITO; y la terminación ICO por ATO.
147
Ejemplos:
Nomenclatura stock o IUPAC: Se les designa con el nombre del radical
ácido, seguido del nombre del metal, con su valencia en números romanos y
entre paréntesis. Esta nomenclatura no usa las terminaciones ni OSO ni ICO.
Ejemplo:
FeCO3 Carbonato de fierro (II)
Fe2(CO3)3 Carbonato de fierro (III)
Cu3PO4 Fosfato de cobre (I)
Hg(NO3)2 Nitrato de mercurio (II)
2. Sales haloideas, no oxigenadas o binarias
Las sales haloideas llamadas también haluros, son compuestos binarios,
provienen de un ácido hidrácido con un hidróxido o base; o con un metal.
La reacción más común es la de formación de la sal de mesa (cloruro de sodio)
NaOH + HCl → NaCl + H2O
hidróxido de sodio + ácido clorhídrico → cloruro de sodio + agua
148
Como todos los compuestos binarios puede obtenerse la fórmula cruzando los
números de oxidación. Recordar que en los hidrácidos los no metales actúan
con el menor número de oxidación por lo tanto ese es el que se debe utilizar
para dar la fórmula de la sal. Ejemplos
Cloruro de bario
BaII ClI : Ba Cl2 al cruzar los números de oxidación
Nomenclatura
Tradicional: asigna la terminación URO al no metal seguida del metal con
las terminaciones oso e ico si fuera necesario.
Cu Cl: cloruro cuproso
Cu Cl2: cloruro cúprico
Numerales de Stock: el no metal se nombra con la terminación URO y el
metal va seguido del número de oxidación entre paréntesis.
Cu Cl: Cloruro de cobre (I)
Cu Cl2: Cloruro de cobre (II)
Sistemática: utiliza los prefijos mono, di, tri, etc para indicar cuántos átomos
se tienen. Ejemplos
Fe Cl3 Tricloruro de hierro
MgF2 Difluoruro de magnesio
149
CAPÍTULO VI: ESTEQUIOMETRÍA
A. LA ESTEQUIMETRÍA
La estequiometria es la parte de la química que estudia las relaciones
cuantitativas (de cantidad) de las sustancias (elementos o compuestos)
involucrados en las reacciones químicas. En el estudio de los cálculos
estequiométricos, se requiere conocer fundamentalmente: a) Las masas relativas
de los átomos b) Concepto de átomo - gramo, mol y número de Avogadro c) Las
ecuaciones y reacciones químicas.
La palabra estequiometría fue establecida en 1792 por el químico alemán
Jeremías B. Richter para designar la ciencia que mide las proporciones según las
cuales se deben combinar los elementos químicos. Richter fue uno de los
primeros químicos que descubrió que las masas de los elementos y las
cantidades en que se combinan se hallan en una relación constante.
Los cálculos estequiométricos se realizan para conocer con precisión la cantidad
que se va a obtener de un determinado producto, conocidas las cantidades de
los reactivos o, por el contrario, las cantidades de reactivo que se han de utilizar
para obtener una determinada cantidad de producto. La expresión “cantidad
estequiométrica” indica la cantidad exacta que se necesita de una sustancia de
acuerdo con una ecuación química.
B. PESO ATÓMICO
Debemos tener presente que un elemento químico es aquél cuerpo formado por
átomos que poseen el mismo número de protones. Es decir que un elemento está
formado por una mezcla de isótopos donde cada uno de ellos tiene un respectivo
porcentaje de abundancia.
150
La mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla de
isótopos y según la IUPAC, el peso atómico es la masa atómica promedio de los
diversos isótopos que forman el elemento, pero considerando la abundancia de
los mismos en la naturaleza. El peso atómico de un elemento se expresa en
"unidades de masa atómica" (uma).
Para hallar el peso atómico de un elemento se aplica la siguiente fórmula:
Ejemplo:
Hallar el peso atómico del uranio que tiene tres isótopos: uranio de masa atómica
238 que abunda en la naturaleza en un 99,27%'; uranio 235; que abunda en un
0,72%; y uranio 234 que abunda en 0,01%.
Solución:
151
El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de 12C y
1,108% de13C y una cantidad despreciable de 14C.
Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será:
La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce como peso
atómico. Estos son los valores que se dan en las tablas periódicas.
C. ÁTOMO GRAMO (at-g)
Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos. Un átomo gramo
de un elemento tiene una cantidad de gramos igual al peso atómico del
elemento.
Ejemplo:
Quiere decir que, el peso atómico del hidrógeno es 1,0079; un átomo-gramo de
hidrógeno equivale a 1,0079 g de hidrógeno.
152
D. PESO MOLECULAR
Es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos que forman una molécula.
El peso molecular se expresa en unidades de masa atómica (uma).
Ejemplo:
Hallar el peso molecular del agua H2O (el peso atómico del hidrógeno es 1 uma;
y del oxígeno 16 uma).
H = 2 x 1 = 2 uma
O = 1 x 16 = 16 uma
PESO MOLECULAR: 18 uma
E. MOLÉCULA-GRAMO Ó MOL
Es el peso molecular de un compuesto, expresado en gramos. Se le representa
abreviadamente por MOL.
Ejemplo:
La molécula de agua tiene un peso molecular de 18, es decir que, el mol del agua
es de 18 gramos.
Ejemplos:
¿Cuántos moles existen en 130 gramos de anhídrido carbónico CO2? (C =
12, O = 16 uma)
153
a) Se halla el mol
b) Se plantea una regla de tres simple
C: 12 x 1 = 12
O: 16 x 2 = 32
44 gramos
1 mol ------ 44 gramos
X moles ------ 130 gramos
En 3,7 moles de H2SO4 ¿Cuántos gramos de ácido hay? (peso atómico H=1;
S=32; O=16)
Solución:
a) Se halla el mol
S = 1 x 32 = 32
O = 4 x 16 = 64
H = 2 x 1 = 2
98 gramos / mol de H2SO4
b) Se plantea una regla de tres simple:
1 mol ---------- 98 gramos
3,7 moles ------- x gramos
154
¿Cuál es la composición centesimal del ácido sulfúrico H2SO4?
Solución:
a) Se halla el mol:
S = 1 x 32 = 32 gramos
O = 4 x 16 = 64 gramos
H = 2 x 1 = 2 gramos
98 gramos
b) Calculamos ahora el % en peso de cada elemento:
Del hidrogeno (se plantea regla de tres simple)
98 g ---------100%
2 g -------- x%
Del azufre
98 g --------- 100%
32 g -------- x%
155
Del oxigeno
98 g --------- 100%
64 g -------- x%
¿En qué porcentaje está el oxígeno en la molécula de agua? (H:1;
O:16).Fórmula del agua: H2O
a) Se halla el mol
H: 1 x 2 = 2 g
O: 16 x 1 = 16 g
Mol del H2O 18 g
b) Se plantea una regla de tres simple
18 g ------ 100%
16 g ------ x%
156
F. PESO EQUIVALENTE
El peso equivalente o equivalente químico, es el peso que nos permite determinar
la cantidad de un elemento que se combinará con la masa dada de otro. La
unidad de comparación suele ser el hidrógeno o el oxígeno.
1. Equivalente químico de un elemento
Se halla dividiendo el peso atómico del elemento entre su valencia.
Ejemplos:
Hallar el equivalente químico del magnesio, sabiendo que su peso atómico es
24 y su valencia es 2
Hallar el equivalente químico del aluminio que tiene valencia 3 y su peso
atómico es 27
Indicar el equivalente químico del fierro con valencia 2, y su peso atómico 56
2. Equivalente gramo o peso equivalente de un elemento (Eq-gr)
Es el equivalente químico expresado en gramos. Un equivalente gramo tiene
un número de gramos igual a un equivalente químico del elemento de que se
trata.
157
Ejemplo:
El equivalente gramo del magnesio es 12 gramos.
El equivalente gramo del fierro con valencia 2 es 28 gramos.
El equivalente gramo del aluminio es 9 gramos.
3. Equivalente-gramo de los compuestos químicos (eq-g)
Equivalente gramo de una base o hidróxido:
Se encuentra dividiendo la molécula gramo o mol de la base o hidróxido, entre
el número de oxhidrilos OH- que lleva la molécula.
Ejemplo
Hallar el equivalente gramo del hidróxido de aluminio Al(OH)3 (Al:27; O:16;
H:1)
Al: 27 x 1 = 27
O: 16 x 3 = 48
H: 1 x 3 = 3
78 gramos/mol
Hallar el equivalente gramo del hidróxido de sodio, NaOH, (Na:23; O:16; H:1)
Na: 1 x 23 = 23
O: 1 x 16 = 16
H: 1 x 1 = 1
40 g/mol
158
Equivalente gramo de un ácido:
Se encuentra dividiendo la molécula gramo o mol del ácido entre el número de
hidrógenos reemplazables de dicho ácido.
Ejemplo:
Hallar el equivalente-gramo del ácido sulfuroso H2SO3 (S:32; O:16; H:1)
Hallar el equivalente del ácido perclórico HCLO4 (Cl:35,5)
159
Equivalente-gramo de una sal:
Se obtiene dividiendo la molécula gramo o mol de la sal entre la valencia del
metal por el subíndice de éste.
Ejemplo:
Hallar el equivalente-gramo del sulfato de cobre CuH2SO3 (S:32; O:16; H:1)
Hallar el equivalente del ácido perclórico HCLO4 (Cl:35,5)
160
G. NUMERO DE AVOGADRO
El número de Avogadro puede definirse como la cantidad de partículas
elementales (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.) que existen en un mol
de cualquier sustancia.
El mol es la unidad del Sistema Internacional de Unidades que permite expresar
una cantidad de sustancia. Se trata de la unidad que utilizan los químicos para
expresar el peso de los átomos, que equivale a un número muy grande de
partículas.
1. Equivalente químico de un elemento
Se halla dividiendo el peso atómico del elemento entre su valencia.
Ejemplos:
Hallar el equivalente químico del magnesio, sabiendo que su peso atómico es
24 y su valencia es 2
Hallar el equivalente químico del aluminio que tiene valencia 3 y su peso
atómico es 27
Indicar el equivalente químico del fierro con valencia 2, y su peso atómico 56
161
2. Equivalente gramo o peso equivalente de un elemento (Eq-gr)
Es el equivalente químico expresado en gramos. Un equivalente gramo tiene
un número de gramos igual a un equivalente químico del elemento de que se
trata. Ejemplo:
El equivalente gramo del magnesio es 12 gramos.
El equivalente gramo del fierro con valencia 2 es 28 gramos.
El equivalente gramo del aluminio es 9 gramos.
Equivalente-gramo de los compuestos químicos (eq-g).
Equivalente gramo de una base o hidróxido:
Se encuentra dividiendo la molécula gramo o mol de la base o hidróxido, entre
el número de oxhidrilos OH- que lleva la molécula.
Ejemplo
Hallar el equivalente gramo del hidróxido de aluminio Al(OH)3 (Al:27; O:16;
H:1)
162
Hallar el equivalente gramo del hidróxido de sodio, NaOH, (Na:23; O:16; H:1)
Equivalente gramo de un ácido:
Se encuentra dividiendo la molécula gramo o mol del ácido entre el número de
hidrógenos reemplazables de dicho ácido.
Ejemplo:
Hallar el equivalente-gramo del ácido sulfuroso H2SO3 (S:32; O:16; H:1)
Hallar el equivalente del ácido perclórico HCLO4 (Cl:35,5)
163
Equivalente-gramo de una sal:
Se obtiene dividiendo la molécula gramo o mol de la sal entre la valencia del
metal por el subíndice de éste.
Ejemplo:
Hallar el equivalente-gramo del sulfato de cobre CuH2SO3 (S:32; O:16; H:1)
Hallar el equivalente del ácido perclórico HCLO4 (Cl:35,5)
164
H. NUMERO DE AVOGADRO
El número de Avogadro puede definirse como la cantidad de partículas
elementales (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.) que existen en un mol
de cualquier sustancia.
El mol es la unidad del Sistema Internacional de Unidades que permite expresar
una cantidad de sustancia. Se trata de la unidad que utilizan los químicos para
expresar el peso de los átomos, que equivale a un número muy grande de
partículas.
1 mol = 6,023 x 1023 partículas, recibe el nombre de número de Avogadro o
constante de Avogadro, en honor al científico italiano Amadeo Avogadro. El
número de Avogadro, permite establecer conversiones entre el gramo y la unidad
de masa atómica.
165
El número de Avogadro, sostiene que cada mol de cualquier compuesto tiene
siempre la misma cantidad de moléculas. Este número constante tiene un valor
de moléculas. Obviamente es aplicable a aquellas sustancias que existen en
estado monoatómico como los metales. En estos casos decimos que tiene esa
cantidad de átomos en vez de 0.ácido nítrico (HNO3).
P.M: 63. O sea que un mol tiene 63 g por lo tanto en 5 moles habrán: 315 g
166
CAPÍTULO VII: ECUACIÓN QUÍMICA
A. LA ECUACIÓN QUÍMICA
Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción, donde se
especifica la parte cualitativa y cuantitativa de los reactantes y productos.
Veamos un esquema general de una ecuación química, donde se especifica las
condiciones en la que se transcurre la reacción.
Donde:
→ : Simboliza el sentido de la reacción. Indica que A y B se transforman en C y
D. El símbolo significa o interpreta como “igual a”, y es lo que la le da a la
expresión la categoría de ecuación.
→ Ni: Esta notación se emplea para indicar que la reacción química ocurre en
presencia de un catalizador (agentes físicos o químicos que modifican la
velocidad de una reacción). En la ilustración el Ni es un catalizador.
200°C y 5 atm: Indica las condiciones de presión y temperatura en las que las
sustancias A y B se transforman en C y D.
a, b, c, d : Son coeficientes, generalmente son números enteros, nos indica el
número de unidades fórmula de las sustancias.
Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de
partida denominadas reactivos.
A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas
denominadas productos.
167
Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1
se omite).
Ejemplo:
Consideremos inicialmente una mezcla de un pedazo de hierro y agua, la
cual una vez sometida al calor experimenta una reacción química formando
nuevas sustancias, tal como muestra la figura:
El experimento muestra la reacción del hierro metálico con agua caliente,
formándose un sólido rojizo (óxido férrico) y un gas muy ligero (hidrógeno
gaseoso). Además el sólido rojizo es insoluble en agua por lo que se
precipita, depositándose en el fondo del tubo de ensayo.
La ecuación química balanceada de la reacción será:
B. REACCIÓN QUÍMICA
Una Reacción química es toda transformación en la estructura de la
molécula de una o más sustancias, por efecto de los agentes energéticos.
168
También se puede decir que una reacción química es el fenómeno químico
por el cual dos o más sustancias, denominadas REACCIONANTES, se
combinan entre sí, dando lugar a la formación de nuevas sustancias
denominadas PRODUCTOS o resultantes.
Las sustancias intervinientes, sufren cambios en su estructura, para dar
origen a otras sustancias. El cambio es más fácil entre sustancias líquidas
o gaseosas, o en solución, debido a que sus átomos están más separados
y permiten un contacto más íntimo entre los cuerpos reaccionantes.
Características o evidencias de una Reacción Química:
En las reacciones químicas suelen haber:
- Formación de precipitados.
- Formación de gases acompañados de cambios de temperatura
- Desprendimiento de luz
- Desprendimiento de energía.
Reglas:
En toda reacción se conservan los átomos y las cargas (si hay iones)
No puede ocurrir un proceso de oxidación o de reducción aislado, ambos
ocurren simultáneamente.
No se pueden formar productos que reaccionen enérgicamente con alguno
de los productos obtenidos.
Las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la
Ley de la conservación de la masa.
169
C. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA
La ley de la conservación de la materia establece que la materia ni se pierde
ni se gana en las reacciones químicas tradicionales, simplemente cambia
de forma. Por consiguiente, si tenemos un cierto número de átomos de un
elemento en el lado izquierdo de una ecuación, tenemos que tener el mismo
número en el lado derecho. Esto implica que la masa también se conserva
durante la reacción química.
Como ejemplo tomemos la reacción del agua por ejemplo:
La masa total de los reactantes, 36.04g, es exactamente igual a la masa
total de los productos, 36.04g, se aplica en toda ecuación química
balanceada.
“Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química”.
Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y
después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química
simplemente consisten en una reordenación de los átomos.
Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos
de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la
ecuación está balanceada.
170
Pasos que son necesarios para balancear una ecuación o reacción química
- Se determina cuáles son los reactivos y los productos.
- Se escribe una ecuación no ajustada usando las fórmulas de los
reactivos y de los productos.
- Se ajusta la reacción determinando los coeficientes que nos dan
números iguales de cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de
reacción, generalmente números enteros.
Ejemplo:
Consideremos la reacción de combustión del metano gaseoso (CH4) en
aire.
Paso 1: Sabemos que en esta reacción se consume (O2) y produce agua
(H2O) y dióxido de carbono (CO2).
Luego:
Los reactivos son CH4 y O2, y
Los productos son H2O y CO2
Paso 2: La ecuación química sin ajustar será:
Paso 3: Ahora contamos los átomos de cada reactivo y de cada producto y
los sumamos:
171
Entonces,
Una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir
dos moléculas agua y una molécula de dióxido de carbono.
D. ESTADO FÍSICO DE REACTIVOS Y PRODUCTOS
El estado físico de los reactivos y de los productos puede indicarse mediante los
símbolos (g), (l) y (s), para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido,
respectivamente.
Por ejemplo:
Para describir lo que sucede cuando se agrega cloruro de sodio (NaCl) al agua,
se escribe:
Dónde:
ac significa disolución acuosa.
Al escribir H2O sobre la flecha se indica el proceso físico de disolver una
sustancia en agua, aunque algunas veces no se pone, para simplificar.
El conocimiento del estado físico de los reactivos y productos es muy útil en el
laboratorio, Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro de potasio (KBr) y el
nitrato de plata (AgNO3) en medio acuoso se forma un sólido, el bromuro de plata
(AgBr).
172
Si no se indican los estados físicos de los reactivos y productos, una persona no
informada podría tratar de realizar la reacción al mezclar KBr sólido con AgNO3
sólido, que reaccionan muy lentamente o no reaccionan.
Símbolos importantes que suelen utilizarse en una reacción química son:
E. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
1. De acuerdo a las sustancias reaccionantes
Reacciones de composición, de combinación, de adición o síntesis
Cuando dos o más sustancias se unen para formar un solo producto, o una
sustancia más compleja o de mayor.
Reacciones de descomposición o desdoblamiento
Cuando una sustancia compleja por acción de diferentes factores, se
descompone en otras más sencillas:
173
Ejemplos:
Cuando actúa el calor se llama también, descomposición térmica, pirólisis o
disociación térmica.
Cuando actúa la corriente eléctrica se llama también, descomposición
electrolítica.
Reacciones de desplazamiento o simple sustitución
Ocurre cuando una sustancia simple reacciona con otra compuesta,
reemplazando a uno de sus componentes.
Ejemplo:
Reacciones de doble desplazamiento o doble sustitución
Ocurren cuando hay intercambio de elementos entre dos compuestos
diferentes y de esta manera originan nuevas sustancias. Se presentan cuando
las sustancias reaccionantes están en estado iónico por encontrarse en
174
solución, combinándose entre sí sus iones con mucha facilidad, para formar
sustancias que permanecen estables en el medio reaccionante:
Ejemplo:
Reacciones Reversibles
Cuando los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí,
para generar los reactivos iniciales. También se puede decir que se realiza en
ambos sentidos.
Toda reacción es más o menos reversible; pero en muchos casos esta
reversibilidad es tan insignificante que se prefiere considerar prácticamente
irreversible.
175
2. De acuerdo a su energía
En toda reacción química hay emisión o absorción de energía que se
manifiesta como luz y/o calor. Aquí aparece el concepto de Entalpía, entendida
como la energía que se libera o absorbe.
Reacciones Exotérmicas
Cuando al producirse, hay desprendimiento o se libera calor.
Ejemplo:
Reacciones Endotérmicas
Cuando es necesario la absorción de calor para que se puedan llevar a cabo.
Ejemplo:
176
La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción o entalpía (H)
por consiguiente:
En una reacción exotérmica la entalpía es negativa
En una reacción endotérmica la entalpía es positiva
3. Reacciones Especiales
Reacción Termoquímica
En estas reacciones se indica la presión, temperatura y estado físico de los
reactantes.
Reacción de combustión
En estas reacciones, el oxígeno se combina con una sustancia combustible y
como consecuencia se desprende calor y/o luz. Las sustancias orgánicas
pueden presentar reacciones de combustión completa o incompleta:
- R. Completa: Cuando se forma como producto final CO2 y H2O (en caso de
sustancias orgánicas)
Ejemplo:
- R. Incompleta: Cuando el oxígeno no es suficiente, se produce CO y H2O,
aunque muchas veces se produce carbón.
177
Reacción Catalítica
Se acelera por la intervención de sustancias llamadas catalizadores que
permanecen inalterables al final de la reacción.
Catalizador: Sustancia que acelera la reacción. No reacciona. Se recupera
todo.
Ejemplo:
Reacción REDOX
Reacciones en donde hay variación de los estados de oxidación de las
sustancias por transferencia de electrones.
Reacción de Neutralización
Consiste en la reacción de un ácido con una base.
F. BALANCEO DE ECUACIONES
Cuando hablamos de una ecuación "ajustada", queremos decir que debe haber
el mismo número y tipo de átomos en los reactivos que en los productos.
178
En la siguiente reacción, observar que hay el mismo número de cada tipo de
átomos a cada lado de la reacción.
Ejemplo 1:
Ajustar la siguiente ecuación. ¿Cuál es la suma de los coeficientes de los
reactivos y productos?
Encontrar los coeficientes para ajustar la ecuación. Suele ser más fácil si se toma
una sustancia compleja, en este caso Mg3B2, y ajustar todos los elementos a la
vez. Hay 3 átomos de Mg a la izquierda y 1 a la derecha, luego se pone un
coeficiente 3 al Mg(OH)2 a la derecha para ajustar los átomos de Mg.
Ahora se hace lo mismo para el B. Hay 2 átomos de B a la izquierda y 2 a la
derecha, luego se pone 1 como coeficiente al B2H6 a la derecha para ajustar los
átomos de B.
Ajustar el O. Debido a los coeficientes que acabamos de poner, hay 6 átomos de
O en el Mg(OH)2 dando un total de 6 átomos de O a la izquierda. Por tanto, el
coeficiente para el H2O a la izquierda será 6 para ajustar la ecuación.
En este caso, el número de átomos de H resulta calculado en este primer intento.
En otros casos, puede ser necesario volver al primer paso para encontrar otro
coeficiente.
Por tanto, la suma de los coeficientes de los reactivos y productos es:
1 + 6 + 3 + 1 = 11
Ejemplo 2:
179
Ajustando Ecuaciones - Combustión de compuestos Orgánicos
Ajustar la siguiente ecuación y calcular la suma de los coeficientes de los
reactivos.
Encontrar los coeficientes para ajustar la ecuación. Se hace frecuentemente más
fácil si se elige una sustancia compleja, en este caso C8H8O2, asumiendo que
tiene de coeficiente 1, y se ajustan todos los elementos a la vez. Hay 8 átomos
de C a la izquierda, luego se pone de coeficiente al CO2 8 a la derecha, para
ajustar el C.
Ahora se hace lo mismo para el H. Hay 8 átomos de H a la izquierda, luego se
pone como coeficiente al H2O 4 en la derecha, para ajustar el H.
El último elemento que tenemos que ajustar es el O. Debido a los coeficientes
que acabamos de poner a la derecha de la ecuación, hay 16 átomos de O en el
CO2 y 4 átomos de O en el H2O, dando un total de 20 átomos de O a la derecha
(productos). Por tanto, podemos ajustar la ecuación poniendo el coeficiente 9 al
O2 al lado izquierdo de la ecuación.
Recordar siempre contar el número y tipo de átomos a cada lado de la ecuación,
para evitar cualquier error. En este caso, hay el mismo número de átomos de C,
H, y O en los reactivos y en los productos: 8 C, 8 H, y 20 O.
Como la cuestión pregunta por la suma de los coeficientes de los reactivos, la
respuesta correcta es:
1 + 9 = 10
Información derivada de las ecuaciones ajustadas:
180
Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de
cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el
número de moléculas y de moles de reactivos y productos.
En la siguiente reacción, el carbonilo del metal, Mn(CO)5, sufre una reacción de
oxidación. Observar que el número de cada tipo de átomos es el mismo a cada
lado de la reacción.
En esta reacción, 2 moléculas de Mn(CO)5 reaccionan con 2 moléculas de
O2para dar 2 moléculas de MnO2 y 5 moléculas de CO2. Esos mismos
coeficientes también representan el número de moles en la reacción.
Ejemplo:
¿Qué frase es falsa en relación con la siguiente reacción ajustada? (Pesos
Atómicos: C = 12.01, H = 1.008, O = 16.00).
Las respuestas son:
a) Verdadera: Un mol de CH4 da 2 moles de agua. Un mol de CH4 = 16.0 g.
b) Verdadera: Un mol de CH4 da 2 moles de agua. Un mol de CH4 = 16.0 g, y un
mol de agua = 18.0 g
181
c) Falsa: 2 moles de O2 dan 1 mol de CO2. 2 moles de O2 = 64.0 g, pero 1 mol
de CO2 = 44.0 g.
d) Verdadera: Un mol de moléculas de CH4 reacciona con 2 moles de moléculas
de oxígeno (O2), de modo que una molécula de CH4 reacciona con 1 molécula
de oxígeno.
e) Verdadera: Un mol de CH4 da 1 mol de CO2. Un mol de CH4 = 16.0 g, y un
mol de CO2 = 44.0 g.
G. CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS
Es el cálculo de las cantidades de reactivos y productos de una reacción química.
Información cuantitativa de las ecuaciones ajustadas
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 requieren el consumo de 2 moles de H2 un
mol de O2.
Por lo tanto, en esta reacción tenemos que: "2 moles de H2, 1 mol de O2 y 2 moles
de H2O" son cantidades estequiométricamente equivalentes.
Estas relaciones estequiométricas, derivadas de las ecuaciones ajustadas,
pueden usarse para determinar las cantidades esperadas de productos para una
cantidad dada de reactivos.
Ejemplo:
182
¿Cuántas moles de H2O se producirán en una reacción donde tenemos 1,57
moles de O2, suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra?
El cociente:
Es la relación estequiométrica entre el H2O y el O2 de la ecuación ajustada de
esta reacción.
Ejemplo:
Calcula la masa de CO2 producida al quemar 1,00 gramo de C4H10.
Para la reacción de combustión del butano (C4H10) la ecuación ajustada es:
Para ello antes que nada debemos calcular cuantas moles de butano tenemos
en 100 gramos de la muestra:
De manera que, si la relación estequiométrica entre el C4H10 y el CO2 es:
Por lo tanto:
183
Pero la pregunta pedía la determinación de la masa de CO2 producida, por ello
debemos convertir los moles de CO2 en gramos (usando el peso molecular del
CO2):
De manera similar podemos determinar la masa de agua producida, la masa de
oxígeno consumida, etc.
Las etapas esenciales
- Ajustar la ecuación química
- Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto
- Convertir las masas a moles
- Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios
- Reconvertir las moles a masas si se requiere
H. CÁLCULOS
1. Cálculos de moles
La ecuación ajustada muestra la proporción entre reactivos y productos en la
reacción.
De manera que, para cada sustancia en la ecuación se puede calcular las
moles consumidas o producidas debido a la reacción.
Si conocemos los pesos moleculares, podemos usar cantidades en gramos.
2. Conversión de moles a gramos
184
Ejemplo:
N2 ¿Cuántos moles hay en 14,0 g? PM = 14,01 x 2 = 28,02 g/mol
3. Cálculos de masa
Normalmente no medimos cantidades molares, pues en la mayoría de los
experimentos en el laboratorio, es demasiado material. Esto, no es así cuando
trabajamos en una planta química.
En general mediremos gramos, o miligramos de material en el laboratorio y
toneladas en el caso de plantas químicas. Los pesos moleculares y las
ecuaciones químicas nos permiten usar masas o cantidades molares
Los pasos son:
- Ajustar la ecuación química
- Convertir los valores de masa a valores molares
- Usar los coeficientes de la ecuación ajustada para determinar las
proporciones de reactivos y productos
- Reconvertir los valores de moles a masa.
Para la reacción:
Tenemos un exceso de HCl, de manera que está presente todo el que
necesitamos y más.
Nótese que por cada Ca producimos 1 H2
- Calculamos el número de moles de Ca que pusimos en la reacción.
185
- 10 g de Ca son 0,25 moles, como tenemos 0,25 moles de Ca, únicamente se
producirán 0,25 moles de H2. ¿Cuántos gramos produciremos?
Gramos de H2 = moles obtenidos x peso molecular del H2 = 0,25 moles x
2,016 (g/mol) = 0,504 g
¿Cuántos g de CaCl2 se formaron? También serán 0.25 moles. Y entonces:
Gramos de CaCl2 = moles obtenidos x peso molecular del CaCl2 = 0,25 moles
x 110,98 (g/mol) = 27,75g
Algunos ejercicios prácticos
Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número
de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el
número de moléculas y de moles de reactivos y productos.
Factores para calcular Moles-Moles
Cuando una ecuación está ajustada, basta un cálculo simple para saber las
moles de un reactivo necesarias para obtener el número deseado de moles de
un producto. Se encuentran multiplicando las moles deseada del producto por
la relación entre las moles de reactivo y las moles de producto en la ecuación
ajustada. La ecuación es la siguiente:
Ejemplo:
¿Cuál de las siguientes operaciones es correcta para calcular el número de
moles de hidrógeno necesarios para producir 6 moles de NH3 según la
siguiente ecuación?
a) 6 moles NH3 x 2 moles NH3 / 3 moles H2
b) 6 moles NH3 x 3 moles NH3 / 2 moles H2
c) 6 moles NH3 x 3 moles H2 / 2 moles NH3
186
d) 6 moles NH3 x 2 moles H2 / 3 moles NH3
En este caso, el reactivo es H2, y el producto es NH3.
La respuesta correcta es c
a) FALSA: la relación aquí es [moles de producto / moles de reactivo], pero
debe ser [moles de reactivo / moles de producto].
b) FALSA: la relación aquí es [moles de producto / moles de reactivo], pero
debe ser [moles de reactivo / moles de producto].
c) VERDADERA:
d) FALSA: la relación aquí es [2 moles de reactivo / 3 moles de producto],
pero debe ser [3 moles de reactivo / 2 moles de producto].
4. Factor para Cálculos Mol-Gramos
Para encontrar la masa de producto, basta con multiplicar las moles de
producto por su peso molecular en g/mol.
Ejemplo:
¿Cuál de las siguientes operaciones calcula correctamente la masa de
oxígeno producida a partir de 0,25 moles de KClO3 según la siguiente
ecuación? (Pesos Atómicos: K = 39,1, Cl = 35,45, O = 16,00).
a) 0,25 moles KClO3 x 2 moles KClO3/3 moles O2 x 32 g/1 mol O2
b) 0,25 moles KClO3 x 3 moles O2/2 moles KClO3 x 32 g/1 mol O2
c) 0,25 moles KClO3 x 2 moles KClO3/3 moles O2 x 1 mol O2/32 g
d) 0,25 moles KClO3 x 3 moles O2/2 moles KClO3 x 1 mol O2/32 g
187
En este caso, el reactivo es KClO3, y el producto O2.
La respuesta correcta es b
a) FALSA: la relación usada aquí es [moles de reactivo / moles de producto],
pero debe ser moles de producto / moles de reactivo].
b) VERDADERA:
FALSA: la relación usada aquí es [moles de reactivo / moles de producto],
pero debe ser [moles de producto / moles de reactivo]. Además, la expresión
correcta para el peso molecular es g/mol, y no mol/g.
d) FALSA: el número de moles de producto se multiplica por mol/g, pero lo
correcto es por g/mol.
5. Factor para Cálculos Gramos-Gramos
En la cuestión correspondiente a este apartado, es muy importante estar
seguros de usar la relación correcta de reactivos y productos de la ecuación
ajustada.Ejemplo:
¿Cuál de las siguientes operaciones es la correcta para calcular el número de
gramos de carburo de calcio (CaC2) necesarios para obtener 5,2 gramos de
acetileno (C2H2)? (Pesos Atómicos: Ca = 40,01, C = 12,01, O = 16,00, H =
1,008).
a) 5.2 g C2H2 x (1 mol C2H2/26 g C2H2) x (1 mol CaC2/1 mol C2H2) x (64.1 g
CaC2/1 mol)
b) 5.2 g C2H2 x (26 g C2H2/1 mol) x (1 mol CaC2/1 mol C2H2) x (1 mol/64.1 g
CaC2)
188
c) 5.2 g C2H2 x (1 mol/26 g C2H2) x (1 mol C2H2/1 mol CaC2) x (1 mol/64.1 g
CaC2)
d) 5.2 g C2H2 x (26 g C2H2/1 mol) x (1 mol C2H2/1 mol CaC2) x (64.1 g CaC2/1
mol)
Escribiendo la ecuación en su forma estequiométricamente correcta la
respuesta es a
a) forma estequiométricamente correcta.
b) forma estequiométricamente incorrecta.
c) forma estequiométricamente incorrecta.
d) forma estequiométricamente incorrecta.
189
CAPÍTULO VIII: TERMOQUÍMICA
A. INTRODUCCIÓN A LA TERMOQUÍMICA
Es la parte de la Química que estudia los cambios de energía (calor) que
acompañan a las reacciones químicas.
- Casi todas las reacciones químicas absorben o liberan energía, en forma de
calor.
- Muchas veces el cambio de energía que se produce durante las reacciones
químicas es tan o más importante que la masa de las sustancias que produce
la reacción.
Ejemplo: Reacciones de combustión o reacciones de fisión.
- La termoquímica estudia los cambios de calor que acompañan a las
reacciones químicas
- La termodinámica estudia la relación entre calor y otras formas de energía.
B. DEFINICIÓN DE TÉRMINOS
1. Sistema
Es una parte pequeña del universo que se aísla para someterla a estudio.
Tipos de sistema:
- Abiertos.- Intercambia materia y energía con el entorno.
- Cerrados.- No intercambia materia y sí energía.
- Aislados.- No intercambia ni materia ni energía.
190
En las reacciones químicas:
2. Entorno
Es todo lo que rodea al sistema; la parte externa del sistema o resto del
universo.
3. Energía
Es la capacidad para efectuar trabajo
Puede manifestarse como:
- Energía cinética
- Energía potencial
- Energía radiante
- Energía termal
- Energía química
C. CAMBIOS DE ENERGÍA EN LAS REACCIONES QUÍMICAS
191
D. VARIABLES DE ESTADO
Son magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el
transcurso de una reacción química)
Ejemplos:
- Presión
- Temperatura
- Volumen
- Concentración
E. ECUACIONES TERMOQUÍMICAS
Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su
estado físico, y a continuación la variación energética expresada como ΔH
(habitualmente como ΔH0)
Ejemplos:
¡CUIDADO!: ΔH depende del número de moles que se forman o producen. Por
tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar H0 por 2:
Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las
ecuaciones:
192
F. INTRODUCCIÓN A LA TERMODINÁMICA
1. Primer Principio de la Termodinámica
Energía Interna (U)
Es la energía total del sistema, suma de energías cinéticas de vibración, etc.,
de todas las moléculas.
- Es imposible medirla.
- En cambio, sí se puede medir su variación.
Actualmente, se sigue el criterio de que toda energía aportada al sistema
(desde el entorno) se considera positiva, mientras que la extraída del sistema
(al entorno) se considera negativa.
Así, Q y W > 0 si se realizan a favor del sistema.
U es función de estado.
Calor a volumen constante (Qv)
Es el intercambio de energía en un recipiente cerrado que no cambia de
volumen.
193
Si V = constante, es decir, ΔV = 0 ⇒ W = 0
Calor a presión constante (Qp)
La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante,
normalmente la atmosférica.
En este caso, como p = cte, se cumple que W = – p . ΔV (el signo negativo se
debe al criterio de signos adoptado). Si ΔV > 0 el sistema realiza un trabajo
hacia el entorno y en consecuencia pierde energía.
Llamaremos entalpía “H” a “U + p x V” de manera que:
H1 = U1 + p x V 1 H2 = U2 + p x V2
Con lo que queda: Qp + H1 = H2
194
Relación entre Qv y (Qp)
En gases aplicando la ecuación de los mismos:
p x V = n x R x T
Si p y T son constantes, la ecuación se cumplirá para los estados inicial y final:
(p x V1 = n1 x R x T) (p x V2 = n2 x R x T) con lo que restando ambas
expresiones también se cumplirá que:
p x ΔV = Δn x R x T
Como ΔH = ΔU + p x ΔV se cumplirá que:
En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de volumen
y Qv Qp, es decir:
Entalpia de las reacciones químicas
Entalpia estándar de la reacción: Se llama entalpía de reacción al
incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como
productos están en condiciones estándar (p=1atm; T=298 °K =25 ºC;
concentración de sustancias disueltas = 1M).
Se expresa como ΔH0 y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste
la reacción.
195
Entalpia estándar de formación (calor de formación): Es el incremento
entálpico (ΔH) que se produce en la reacción de formación de un mol de un
determinado compuesto a partir de los elementos en el estado físico normal
(en condiciones estándar).
Se expresa como ΔHf0. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente
entre ΔH0 y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en
kJ/mol.
Ejemplos:
Ley de Hess
" H” en una reacción química es constante con independencia de que la
reacción se produzca en una o más etapas.
Recuerda que H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se
puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente
calcular H de la reacción global combinando los H de cada una de las
reacciones.
196
Ejemplo:
Calcula la entalpía estándar de formación de la hidracina líquida, N2H4, a partir
de las siguientes reacciones:
Reacción de formación: N2 (g) + 2 H2 (g) N2H4 (l)
El N2 (g) sólo se encuentra en la reacción y aparecen 4 moles por lo podríamos
empezar con – ¼, o bien, obtener 4 moles de N2H4 (l) para evitar poner
denominadores, que es lo que vamos a hacer: 4 N2 (g) + 8 H2 (g) 4 N2H4 (l).
197
Cálculo de ΔH0 (calor de reacción) a partir de ΔH0F.
Aplicando la ley de Hess que veremos después podremos demostrar que:
198
Recuerda que Hf0 de todos los elementos en estado original es 0.
Ejemplo:
Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua
líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente -124,7, -285,8 y -393,5
kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano (entalpía
molar).
La reacción de combustión del butano es:
Luego la entalpía estándar de combustión será: puesto que hay que
dividir ΔH0 entre en número de moles de butano quemados.
ENERGÍA DE ENLACE
“Es la energía necesaria para romper un mol de un enlace de una sustancia
en estado gaseoso”.
En el caso de moléculas diatómicas con un solo enlace, se corresponde con
la energía necesaria para disociar 1 mol de dicha sustancia en los átomos que
la constituyen.
Para moléculas poliatómicas, la energía de enlace se toma como el valor
medio necesario para romper cada uno de los enlaces iguales. Así por
ejemplo, se sabe que para romper el primer enlace H–O del H2O se precisan
495 kJ/mol mientras que sólo se precisan 425 kJ/mol para romper el segundo,
199
por lo que se suele tomar el valor medio (460 kJ/mol) como energía del enlace
H–O.
A—B(g) A(g) + B(g) H = Eenlace= Ee
Ejemplo:
H2(g) 2 H(g) H = 436 kJ
- Es positiva (es necesario a portar energía al sistema)
- Es una entalpía molar que se mide en kJ/mol.
- Es difícil de medir.
- Se suele calcular aplicando la ley de Hess.
CÁLCULO DE ΔH0 A PARTIR DE LAS ENERGÍA DE ENLACE.
Aplicando la ley de Hess también puede obtenerse la energía de una reacción
si sabemos qué enlaces se tienen que romper y cuáles se tienen que formar.
Para ello utilizaremos la siguiente expresión:
en donde ni representa el número de enlaces rotos y formados de cada tipo.
200
ENTROPÍA (S)
Es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse y tabularse.
Existen tablas de S0 (entropía molar estándar) de diferentes sustancias.
En una reacción química:
La entropía es una función de estado.
SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
“En cualquier proceso espontáneo la entropía total del universo tiende a
aumentar siempre”.
A veces el sistema pierde entropía (se ordena) espontáneamente. En dichos
casos el entorno se desordena.
2. Tercer Principio de la Termodinámica
“La entropía de cualquier sustancia a 0 K es igual a 0” (máximo orden).
¡CUIDADO!: Las S de los elementos en condiciones estándar no son “0” sino
que son positivas.
Equivale a decir que no se puede bajar de dicha temperatura.
En procesos reversibles y a temperatura
201
y se puede calcular S de un sistema como:
y si el proceso químico se produce a presión constante:
S0 (entropía molar estándar) se mide en J x mol–1 x K–1.
ΔSreacción se mide en J x K–1
ENERGÍA LIBRE DE GIBBS (ΔG) (ENERGÍA LIBRE O ENTALPÍA LIBRE).
En procesos a T constante se define como: G = H – T x S;
Por tanto:
En condiciones estándar: ΔG0 = ΔH0 – T x ΔS0
ΔS(universo) = ΔS(sistema) + ΔS(entorno) > 0 (p. espontáneos)
Multiplicando por “–T” y como “–T x ΔS(entorno) = ΔH(sistema)”:
– T x ΔS(universo) = – T x ΔS(sistema) + ΔH(sistema) = ΔG < 0
En procesos espontáneos se cumple siempre que:
- Si ΔG > 0 la reacción no es espontánea.
- Si ΔG = 0 el sistema está en equilibrio.
- G es una función de estado.
202
Al igual que el incremento entálpico el incremento de energía libre de una
reacción puede obtenerse a partir de ΔGf0 de reactivos y productos:
Al igual que el incremento entálpico el incremento de energía libre de una
reacción puede obtenerse a partir de ΔGf0 de reactivos y productos:
ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
No siempre las reacciones exotérmicas son espontáneas.
Hay reacciones endotérmicas espontáneas:
- Evaporación de líquidos.
- Disolución de sales...
203
CAPÍTULO IX: GASES
A. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
El estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir, que las
moléculas del gas están separadas unas de otras por distancias mucho mayores
del tamaño del diámetro real de las moléculas. Resulta entonces, que el volumen
ocupado por el gas (V) depende de la presión (P), la temperatura (T) y de la
cantidad o número de moles (n).
Los gases constituyen un estado de la materia que se caracteriza por estar
formado por moléculas en las que predominan ampliamente las fuerzas de
repulsión sobre las de atracción. Esto hace que tengan una gran expansibilidad
y que ocupen todo el volumen del recipiente que lo contienen. Particularmente
en los cursos de química se trata sobre los gases ideales. Estos gases no existen
en la realidad, sino que son producto de simplificaciones basadas en
suposiciones. Por ejemplo, en los gases reales las moléculas ocupan un
volumen. Pero en los ideales se desprecia. Existen algunos gases teóricos como
el gas de Van der Waals que tiene en cuenta en su fórmula al volumen de las
moléculas y la fuerza de repulsión o atracción. Son gases que se acercan a los
reales. Aquí trataremos sobre los gases ideales.
204
B. TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR
La teoría cinética de los gases se enuncia en los siguientes postulados, teniendo
en cuenta un gas ideal o perfecto:
- Las sustancias están constituidas por moléculas pequeñísimas ubicadas a
gran distancia entre sí; su volumen se considera despreciable en
comparación con los espacios vacíos que hay entre ellas.
- Las moléculas de un gas son totalmente independientes unas de otras, de
modo que no existe atracción intermolecular alguna.
- Las moléculas de un gas se encuentran en movimiento continuo, en forma
desordenada; chocan entre sí y contra las paredes del recipiente, de modo
que dan lugar a la presión del gas.
- Los choques de las moléculas son elásticos, no hay pérdida ni ganancia de
energía cinética, aunque puede existir transferencia de energía entre las
moléculas que chocan.
- La energía cinética media de las moléculas es directamente proporcional a la
temperatura absoluta del gas; se considera nula en el cero absoluto.
Los gases reales existen, tienen volumen y fuerzas de atracción entre sus
moléculas. Además, pueden tener comportamiento de gases ideales en
determinadas condiciones: temperaturas altas y presiones muy bajas.
Modelo corpuscular
De acuerdo con los postulados enunciados, podemos hacernos una imagen clara
y concisa del modelo que represente el comportamiento de un gas.
Dicho modelo, debe ser el más elemental posible, debe explicar las propiedades
observadas en los gases, debe contemplar la existencia de partículas muy
pequeñas, de tamaño despreciable frente al volumen total, dotadas de grandes
velocidades en constante movimiento caótico, chocando entre sí o con las
205
paredes del recipiente. En cada choque se supone que no hay pérdida de energía
y que no existe ningún tipo de unión entre las partículas que forman el gas.
Así, el concepto de presión, estará ligado al de los choques de las partículas
sobre las paredes, debido al movimiento que llevan, presión que se ejerce sobre
todas las direcciones, no existiendo direcciones privilegiadas. Así, cuantos más
choques se produzcan, mayor es la presión del gas.
La temperatura, indicará la energía cinética media de las partículas: si la
temperatura de un gas es superior a otro, sus partículas por término medio,
poseen mayor velocidad.
C. PROPIEDADES DE LOS GASES
Las propiedades de la materia en estado gaseoso son:
- Se adaptan a la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Un gas,
al cambiar de recipiente, se expande o se comprime, de manera que ocupa
todo el volumen y toma la forma de su nuevo recipiente.
- Se dejan comprimir fácilmente. Al existir espacios intermoleculares, las
moléculas se pueden acercar unas a otras reduciendo su volumen, cuando
aplicamos una presión.
- Se difunden fácilmente. Al no existir fuerza de atracción intermolecular entre
sus partículas, los gases se esparcen en forma espontánea.
206
- Se dilatan, la energía cinética promedio de sus moléculas es directamente
proporcional a la temperatura aplicada.
D. VARIABLES QUE AFECTAN EL COMPORTAMIENTO DE LOS GASES
Antes de entrar de lleno en el estudio de las leyes que explican el comportamiento
de los gases, veamos cómo influyen en este los eventos físicos que los alteran y
que son: temperatura, presión y volumen, además de la cantidad de que se trate.
1. Presión
En física, presión (P) se define como la relación que existe entre una fuerza
(F) y la superficie (S) sobre la que se aplica, y se calcula con la fórmula:
Lo cual significa que la Presión (P) es igual a la Fuerza (F) aplicada dividido
por la superficie (S) sobre la cual se aplica. En los gases esta fuerza actúa en
forma uniforme sobre todas las partes del recipiente.
En nuestras fórmulas usaremos como unidad de presión la atmósfera (atm) y
el milímetro de mercurio (mmHg), sabiendo que una atmósfera equivale a 760
mmHg.
La presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmósfera sobre los cuerpos
que están en la superficie terrestre. Se origina del peso del aire que la forma.
Mientras más alto se halle un cuerpo menos aire hay por encima de él, por
consiguiente la presión sobre él será menor.
2. Temperatura
Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una forma de
energía que podemos medir en unidades de calorías. Cuando un cuerpo
207
caliente se coloca en contacto con uno frío, el calor fluye del cuerpo caliente
al cuerpo frío.
La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las
moléculas del gas. A mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa.
La temperatura de los gases se expresa en grados kelvin.
La temperatura (T) ejerce gran influencia sobre el estado de las moléculas de
un gas aumentando o disminuyendo la velocidad de las mismas. Para trabajar
con nuestras fórmulas siempre expresaremos la temperatura en grados Kelvin.
Cuando la escala usada esté en grados Celsius, debemos hacer la conversión,
sabiendo que 0º C equivale a + 273,15 º Kelvin.
3. Cantidad
208
Otro parámetro que debe considerarse al estudiar el comportamiento de los
gases tiene que ver con la cantidad de un gas la cual se relaciona con el
número total de moléculas que la componen.
La cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa, usualmente en
gramos. De acuerdo con el sistema de unidades SI, la cantidad también se
expresa mediante el número de moles de sustancia, esta puede calcularse
dividiendo el peso del gas por su peso molecular.
Para medir la cantidad de un gas usamos como unidad de medida el mol.
Como recordatorio diremos que un mol (ya sea de moléculas o de átomos)
es igual a 6,022 por 10 elevado a 23:
1 mol de moléculas = 6,022•1023
1 mol de átomos = 6,022•1023
4. Volumen
Es el espacio ocupado por un cuerpo o algún tipo de materia. En el caso de
los gases, estos ocupan todo el volumen disponible del recipiente que los
contiene.
Hay muchas unidades para medir el volumen, pero en nuestras fórmulas
usaremos el litro (L) y el milílitro (ml).
209
Recordemos que un litro equivale a mil milílitros:
1 L = 1.000 mL
También sabemos que 1 L equivale a 1 decímetro cúbico (1 dm3) o a mil
centímetros cúbicos (1.000 cm3), lo cual hace equivalentes (iguales) 1 mL
con 1 cm3:
1 L = 1 dm3 = 1.000 cm3 = 1.000 mL
1 cm3 = 1 Ml
5. Densidad
Es la relación que se establece entre el peso molecular en gramos de un gas
y su volumen molar en litros.
E. DIFERENCIA ENTRE GAS REAL Y GAS IDEAL
Gas Real
Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión
se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o la
presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma
considerable de las de gases ideales.
210
Gas ideal
Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y
aquellas que no se les llaman gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno
y otros.
Diferencia entre Gas Ideal y Real
- Un gas está formado por partículas llamadas moléculas
Dependiendo del gas, cada molécula está formada por un átomo o un grupo
de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto en su estado estable,
consideramos que todas sus moléculas son idénticas.
- Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen
las leyes de Newton del movimiento
Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes.
Al calcular las propiedades del movimiento suponemos que la mecánica
newtoniana se puede aplicar en el nivel microscópico. Como para todas
nuestras suposiciones, esta mantendrá o desechara, dependiendo de sí los
hechos experimentales indican o no que nuestras predicciones son correctas.
- El número total de moléculas es grande
La dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera de las moléculas
puede cambiar bruscamente en los choques con las paredes o con otras
moléculas. Cualquiera de las moléculas en particular, seguirá una trayectoria
de zigzag, debido a dichos choques. Sin embargo, como hay muchas
moléculas, suponemos que el gran número de choques resultante mantiene
una distribución total de las velocidades moleculares con un movimiento
promedio aleatorio.
- El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del
volumen ocupado por el gas
Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos
que el volumen ocupado por una gas se puede cambiar en un margen muy
211
amplio, con poca dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen
ocupado por el gas comprimido hasta dejarlo en forma líquida puede ser
miles de veces menor. Por ejemplo, un gas natural puede licuarse y reducir
en 600 veces su volumen.
- No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los
choques
En el grado de que esto sea cierto, una molécula se moverá con velocidad
uniformemente los choques. Como hemos supuesto que las moléculas sean
tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en comparación con
el tamaño de una de las moléculas. De aquí que supongamos que el alcance
de las fuerzas moleculares es comparable al tamaño molecular.
- Los choques son elásticos y de duración despreciable
En los choques entre las moléculas con las paredes del recipiente se
conserva el ímpetu y (suponemos) la energía cinética. Debido a que el tiempo
de choque es despreciable comparado con el tiempo que transcurre entre el
choque de moléculas, la energía cinética que se convierte en energía
potencial durante el choque, queda disponible de nuevo como energía
cinética, después de un tiempo tan corto, que podemos ignorar este cambio
por completo.
F. LEYES DE LOS GASES
Recuerden que este número corresponde al llamado número de Avogadro y este
nos conduce a una ley llamada, precisamente, ley de Avogadro.
1. Ley de Avogadro
212
Esta ley relaciona la cantidad de gas (n, en moles) con su volumen en litros
(L), considerando que la presión y la temperatura permanecen constantes (no
varían).
El enunciado de la ley dice que:
“El volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad del mismo”.
Esto significa que:
- Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen del mismo.
- Si disminuimos la cantidad de gas, disminuirá el volumen del mismo.
Esto tan simple, podemos expresarlo en términos matemáticos con la siguiente
fórmula:
que se traduce en que si dividimos el volumen de un gas por el número de
moles que lo conforman obtendremos un valor constante.
Esto debido a que si ponemos más moles (cantidad de moléculas) de un gas
en un recipiente tendremos, obviamente, más gas (más volumen), así de
simple.
213
Esto se expresa en la ecuación
2. Ley de Gay Lussac
Esta ley establece la relación entre la presión (P) y la temperatura (T) de un
gas cuando el volumen (V) se mantiene constante, y dice textualmente:
La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura.
Esto significa que:
- Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión.
- Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.
- Si lo llevamos al plano matemático, esto queda demostrado con la siguiente
ecuación:
214
la cual nos indica que el cociente entre la presión y la temperatura siempre
tiene el mismo valor; es decir, es constante.
Llevemos esto a la práctica y supongamos que tenemos un gas, cuyo volumen
(V) no varía, a una presión P1 y a una temperatura T1. Para experimentar,
variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión cambiará
a P2, y tendrá que cumplirse la siguiente ecuación:
que es la misma Ley de Gay-Lussac expresada de otra forma.
Debemos recordar, además, que esta ley, al igual que la de Charles, está
expresada en función de la temperatura absoluta, y tal como en la Ley de
Charles, las temperaturas han de expresarse en grados Kelvin.
Ejemplo:
Tenemos un cierto volumen de un gas bajo una presión de 970 mmHg cuando
su temperatura es de 25° C. ¿A qué temperatura deberá estar para que su
presión sea 760 mmHg?
Solución:
Lo primero que debemos hacer es convertir los 25º C a grados Kelvin:
T1 = (25 + 273) K= 298 K
Ahora sustituimos los datos en la ecuación:
Ahora despejamos T2:
215
Respuesta:
La temperatura debe bajar hasta los 233,5º Kelvin. Si convertimos estos
grados en grados Celsius hacemos: 233,5 − 273 = −39,5 °C.
3. Ley de Charles
Mediante esta ley relacionamos la temperatura y el volumen de un gas cuando
mantenemos la presión constante.
Textualmente, la ley afirma que:
“El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura del gas”.
En otras palabras:
- Si aumenta la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas aumenta.
- Si disminuye la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas disminuye.
lo cual significa que el cociente entre el volumen y la temperatura es constante.
Intentemos ejemplificar:
Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a
una temperatura T1. Si aumentamos la temperatura a T2 el volumen del gas
aumentará hasta V2, y se cumplirá que:
216
que es otra manera de expresar la ley de Charles.
4. Ley de Gay Lussac
Esta ley establece la relación entre la presión (P) y la temperatura (T) de un
gas cuando el volumen (V) se mantiene constante, y dice textualmente:
La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura.
Esto significa que:
- Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión.
- Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.
- Si lo llevamos al plano matemático, esto queda demostrado con la siguiente
ecuación:
la cual nos indica que el cociente entre la presión y la temperatura siempre
tiene el mismo valor; es decir, es constante.
Llevemos esto a la práctica y supongamos que tenemos un gas, cuyo volumen
(V) no varía, a una presión P1 y a una temperatura T1. Para experimentar,
variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión cambiará
a P2, y tendrá que cumplirse la siguiente ecuación:
217
que es la misma Ley de Gay-Lussac expresada de otra forma.
Debemos recordar, además, que esta ley, al igual que la de Charles, está
expresada en función de la temperatura absoluta, y tal como en la Ley de
Charles, las temperaturas han de expresarse en grados Kelvin.
5. Ley General de los gases o ecuación general de los gases
Las leyes parciales analizada precedentemente pueden combinarse y obtener
una ley o ecuación que relaciones todas las variables al mismo tiempo.
Según esta ecuación o ley general
Esto significa que, si tenemos una cantidad fija de gas y sobre la misma
variamos las condiciones de presión (P), volumen (V) o temperatura (T) el
resultado de aplicar esta fórmula con diferentes valores, será una constante.
Veamos un ejemplo, para aclarar:
Supongamos que tenemos una cierta cantidad fija de un gas (n1), que está a
una presión (P1), ocupando un volumen (V1) a una temperatura (T1).
Estas variables se relacionan entre sí cumpliendo con la siguiente ecuación:
Donde R es una constante universal conocida ya que se puede determinar en
forma experimental. La misma fórmula nos permite calcular el volumen molar
de un gas (n):
218
A modo de experimento, a la misma cantidad fija de gas (n1) le cambiamos el
valor a alguna de las variables tendremos entonces una nueva presión (P2),
un nuevo volumen (V2) y una nueva temperatura (T2). Como ya conocemos le
ecuación general colocamos en ella los valores de cada variable:
Según la condición inicial:
Según la condición final:
Vemos que en ambas condiciones la cantidad de gas (n1) es la misma y que
la constante R tampoco varía.
Entonces, despejamos n1R en ambas ecuaciones:
Marcamos con rojo n1R para señalar que ambos resultados deben ser iguales
entre sí, por lo tanto:
CAPÍTULO X: SOLUCIONES
A. SOLUCIONES
Las soluciones químicas son llamadas también disoluciones. Una solución (o
disolución) es una mezcla de dos o más componentes, estas soluciones son
perfectamente homogéneas ya que sus componentes se mezclan íntimamente,
de modo tal que los componentes iniciales pierden sus características
individuales para adquirir una nueva característica y de composición constante,
219
como es de ver que los componentes no se pueden distinguir y la solución se
presenta en una sola fase y bien definida.
Las mezclas homogéneas pueden presentarse en fase: sólida, líquida y gaseosa,
las que se encuentran en fase líquida se denominan solución o disolución, las
que se presentan en fase sólida se denominan aleación (como el acero, bronce,
latón) y las que se presentan en fase gaseosa se denominan gases (como el aire,
humo, etc.). Cuando una solución contiene agua como solvente se llama solución
acuosa. Las mezclas heterogéneas, aquellas que se presentan en forma de
coloides o suspensiones, no son disoluciones.
B. CARACTERÍSTICAS DE LAS SOLUCIONES (O DISOLUCIONES)
- Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples como
decantación, filtración, centrifugación, etc.
- Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización,
cromatografía.
- Los componentes de una solución son soluto y solvente.
- En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus
componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter
homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes
por métodos mecánicos.
- A una solución se le mide por la concentración que posee, es decir, la
cantidad de soluto por la cantidad de solución.
C. COMPONENTES DE LAS SOLUCIONES
1. Soluto
O fase dispersa, es la sustancia que se disuelve, la cual se encuentra en menor
cantidad que el solvente, El soluto puede ser sólido (por ejemplo el azúcar),
líquido (como el ácido sulfúrico) o gaseoso (como ocurre con el dióxido de
220
carbono que se utiliza como gasificante de las bebidas). El soluto da el nombre
a la solución.
2. Solvente.-
O disolvente o fase dispersante, es la sustancia que se encuentra en mayor
cantidad que el soluto. El solvente es la sustancia que disuelve o dispersa al
soluto. El solvente da el aspecto físico de la solución, es decir, la fase en que
se encuentra la solución. El solvente puede ser un gas, un líquido o un sólido,
pero el más común es el agua.
D. CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES
La concentración de una solución nos indica la cantidad de SOLUTO presente
en una cantidad de SOLUCIÓN, se expresa en unidades de cantidad de materia
del soluto; por ejemplo una solución de cloruro de sodio al 3% en peso, o el
contenido de alcohol en la cerveza del 5%.
E. TIPOS DE SOLUCIONES
Según su concentración, las soluciones pueden ser, diluidas, concentradas,
saturadas, sobresaturadas.
- Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo:
una solución de 1 gramo de cloruro de sodio en 100 gramos de agua.
- Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es
grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de cloruro de sodio en 100
gramos de agua.
- Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada
temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36
gramos de cloruro de sodio en 100 gramos de agua a 20º C.
221
- Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se
disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del
vaso sin disolverse.
- Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la
permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por
enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el
corcho a una botella de refresco gaseoso.
Si a una solución preparada le agregamos más soluto o solvente, la
concentración de la solución se modifica. En el primer caso se hace más
concentrada (aumenta la cantidad de soluto), mientras que en el segundo caso
se vuelve más diluida, pues disminuye la cantidad de soluto en relación con el
volumen del solvente. Esto lo podemos apreciar en siguiente figura, donde vemos
cómo el colorante aparece menos intenso a la izquierda (en una solución diluida),
mientras que la intensidad del color aumenta hacia la derecha (solución
concentrada). En todos los casos el volumen de solución es el mismo (un vaso),
lo que está cambiando es la cantidad de soluto disuelto.
F. SOLUBILIDAD
Es la concentración de una sustancia (soluto) respecto a un disolvente en su
estado de saturación a una temperatura dada, es decir, la mayor cantidad de
soluto (gramos de sustancia) que se puede disolver en 100 gramos de disolvente
a una temperatura fija, hasta formar una disolución saturada.
Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente, la
temperatura tiene un efecto directo sobre la solubilidad de un soluto en un
222
solvente. Si tenemos la siguiente información: "La solubilidad del cloruro de sodio
(NaCl) en agua a 20°C, es de 36 g de NaCl por cada 100 g de agua", quiere
decir que, ésta es la cantidad máxima de NaCl que se puede disolver en agua,
para dar una solución saturada a esa temperatura.
Si pasamos la cantidad del soluto (36 g de NaCl) ya no se podrá disolver y
estaremos frente a una solución sobresaturada.
A continuación se muestra una tabla con los límites de solubilidad de algunas
sustancias en agua a dos temperaturas distintas. Observa que la cantidad de
soluto que podemos disolver es mayor cuando la temperatura del solvente es
mayor.
G. FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN
Ten presente que siempre que tengamos una solución, nos interesará saber
CUANTO SOLUTO hay. Por ejemplo, si tenemos una botella de Coca Cola, nos
interesa saber cuánta azúcar o cafeína tiene, pero no nos interesa cuánta agua
hay. Por tanto, todas las siguientes formas de expresar la concentración están
referidas SIEMPRE al soluto.
Gramos /litro
223
Es la forma más simple: se indica cuántos gramos de soluto hay disueltos por
cada litro de solución (g/L):
H. UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN
Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y
del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:
- Tanto por ciento peso/peso (%P/P) = Cantidad de gramos de soluto / 100
gramos de solución
- Tanto por ciento volumen/volumen (%V/V) = Cantidad de cc de soluto / 100
cc de solución
- Tanto por ciento peso/volumen % P/V = Cantidad de gr de soluto / 100 cc de
solución
Porcentaje peso a peso (% P/P)
Indica el peso del soluto que hay en 100 gramos de solución.
Ejemplo:
En 180 gramos de solución se han disuelto 20 gramos de NaCl ¿Cuál es el
porcentaje en peso de NaCl en la solución?
Aplicando la formula se tiene:
224
Porcentaje volumen a volumen (% V/V)
Se refiere al volumen del soluto que hay en 100 ml o 100 cm3 solución.
Ejemplo:
Si 10 mL de alcohol se disuelven en agua para hacer 200 mL de disolución,
¿cuál es su concentración?
Porcentaje peso a volumen (% P/V)
Indica el número de gramos de soluto que hay en 100 ml de solución.
Partes por millón (ppm)
225
En soluciones diluidas, la concentración del soluto se suele expresar en partes
por millón (ppm). La fórmula es idéntica a la del porcentaje en peso, sólo que en
vez de multiplicar al cociente por 100, se le multiplica por un millón (106):
Nuevamente, para conocer el peso de la solución es necesario saber la densidad.
Ejemplo:
Una lata de Coca Cola de 330 mL (cuya densidad es 1,05 g/mL), contiene 41 mg
de cafeína. Expresar la concentración de la cafeína en ppm.
Vean que el contenido de cafeína es muy pequeño (está en miligramos), por ello
resulta útil emplear las partes por millón. En efecto, necesitamos tener el peso
del soluto y el peso de la solución, TENIENDO CUIDADO que esté en las mismas
unidades:
Ahora, para conocer el peso de la solución, usamos la densidad:
Finalmente, expresamos la concentración en ppm:
226
¿Cómo lo interpretamos? Podemos decir que de cada millón de gramos de Coca
Cola, 118,3 gramos son cafeína. O para que tengamos valores más tangibles: de
cada 1 kilogramo de Coca Cola, 118,3 mg son cafeína.
Ejemplo:
Se tiene un litro de solución al 37%. ¿Cuántos litros de agua se tienen que
agregar para que quede al 4%?
Resolvamos:
El problema no indica las unidades físicas de concentración. Se supondrá que
están expresadas en % P/V.
Datos que conocemos: V = volumen, C= concentración
V1 = 1 litro
C1 = 37%
37% P/V = significa que hay 37 gramos de soluto en 100 ml de solución (solución
= soluto + solvente).
C2 = 4%
V2 = ¿?
Regla para calcular disoluciones o concentraciones
V1 • C1 = V2 • C2
Puede expresarse en: % P/V
227
Reemplazando los datos que se tienen del problema, se obtiene:
Entonces, si tenemos un litro de solución al 37%; para obtener una solución al
4% es necesario tener un volumen de 9,25 litros; por lo tanto, para saber cuantos
litros de agua hay que agregar al litro inicial, hacemos:
V2 – V1 = Volumen de agua agregado
9,25 – 1 = 8,25 litros
Respuesta: Se deben agregar 8,25 litros de agua
I. UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN
Para expresar la concentración de las soluciones se usan también sistemas con
unidades químicas, como son:
- Fracción molar
- Molaridad (M) = (número de moles de soluto) / (1 litro de solución)
- Molalidad (m) = (número de moles de soluto) / (1 kilo de solvente)
228
- Normalidad (N) = (número de equivalentes gramo) / (1 litro de solución)
1. Fracción molar (Xi)
Se define como la relación entre los moles de un componente (ya sea solvente
o soluto) de la solución y los moles totales presentes en la solución.
La figura que se muestra a continuación explica claramente lo que significa
fracción.
Haciendo una analogía entre la figura mostrada y una solución: el soluto será
una parte (denotada en naranja) del todo (verde), éste estará representado por
la solución. En el caso de una solución conformada únicamente por un soluto
y un solvente, existirán dos fracciones molares (X): la del soluto y la del
solvente.
Ejemplo:
229
Se agregan 3 gramos de sal en una cacerola con 4 litros de agua ¿cuál es la
concentración de sal?, o dicho de otra forma ¿cuál es la concentración de la
solución?
Calcular la fracción molar de solvente y de soluto:
Recordemos que la fracción molar expresa la concentración de una solución en
Moles de Soluto o de Solvente por Moles Totales de la Solución.
Solvente: agua (H2O)
Soluto: sal (NaCl)
Datos que conocemos: 3 gramos de soluto y 4.000 cm3 (4 litros) de solvente.
Con estos datos debemos resolver el problema, calculando 4 valores
significativos: moles de solvente, moles de soluto, fracción molar de
solvente y fracción molar de soluto.
Para el agua, se conoce su masa molar = M(H2O) = 18 g/mol (1 mol de H2O
contiene 18 g, formados por 2 g de H y 16 g de O).
Averiguar cuántos moles de solvente H2O) tenemos:
Para la sal (NaCl) su masa molar = M(NaCl) = 58,5 g/mol (1 mol de sal equivale
a 58,5 g, formados por 23 g de Na y 35,5 g de Cl)
Averiguar cuántos moles de soluto tenemos:
230
Ahora que conocemos la cantidad de moles de solvente y la cantidad de moles
de soluto, podemos calcular las fracciones molares de solvente y de soluto:
Fracción molar del solvente = Xsolvente
Fracción molar del solvente (agua) = 0,99977
Fracción molar del soluto= Xsoluto
Fracción molar del soluto= 0,00023
Pero sabemos que:
Entonces:
231
2. Molaridad (M)
Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una
solución 4 molar (4 M) es aquella que contiene cuatro moles de soluto por litro
de solución.
Ejemplo:
¿Cuál será la molaridad de una solución que contiene 64 g de Metanol (masa
molar del metanol 32 gr/mol) en 500 ml de solución?
Datos conocidos: metanol 64 g
Masa molar del metanol: 32 g/mol
Masa de la solución: 500 ml (0,5 litro)
Primero calculamos la cantidad de moles que hay en 64 g de metanol.
Si un mol de metanol equivale a 32 g, 64 g equivalen a 2 moles (64/32=2)
Aplicamos la fórmula:
3. Molalidad (m)
En primer lugar debemos advertir que molalidad no es lo mismo que
molaridad por lo cual debemos evitar confundirlas puesto que el nombre es
muy parecido pero en realidad cambian mucho los cálculos, y es un grave
error pero muy frecuente.
232
En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que estamos
trabajando con la masa del disolvente (en kg) que utilizamos.
La molalidad es la relación entre el número de moles de soluto por
kilogramos de disolvente (m)
4. Normalidad (N)
La normalidad (N) indica el número de equivalentes-gramo de soluto
contenidos en un litro de solución.
La normalidad se determina de la siguiente manera:
Para hallar los equivalentes se debe tener en cuenta si el soluto es un ácido,
una base o una sal por cuanto la cantidad de equivalentes que se tienen por
mol depende de eso.
Ácidos: la cantidad de equivalentes por mol depende del número de
hidrógenos que tenga el ácido.
Bases: la cantidad de equivalentes por mol depende del número de oxhidrilos
que tenga la base.
Sales: la cantidad de equivalentes por mol depende de la carga total positiva
o negativa.
233
Ejemplo:
¿Cuál será la Normalidad de una solución de ácido clorhídrico que tiene 6 g
de este en 1200 ml de volumen?
A partir de la fórmula:
Tenemos que calcular el número de equivalentes de soluto y pasar a litros el
volumen que ya tenemos de solución.
En el caso de los ácidos el número de equivalentes se calcula dividiendo la
masa de este por el peso del equivalente químico de este. El equivalente
químico en el caso de los ácidos se calcula dividiendo el peso molecular por
la cantidad de hidrógenos que tiene la molécula. El ácido clorhídrico tiene un
peso molecular de 36,5. Tiene un solo átomo de hidrógeno, por lo tanto su
peso equivalente es el mismo.
Núm. eq-gr de soluto = 6 gr / 36,5gr * eq-gr -1
Núm. eq-gr de soluto= 0,164eq-gr
N = (0.164 eq-gr de soluto)/(1,2 L de solución)
Normalidad = 0,137N
CAPÍTULO XI: VELOCIDAD DE REACCIÓN
A. VELOCIDAD DE REACCIÓN
La velocidad de reacción se define como la cantidad de sustancia que reacciona
por unidad de tiempo. Por ejemplo, la oxidación del hierro bajo condiciones
234
atmosféricas es una reacción lenta que puede tomar muchos años,[pero la
combustión del butano en un fuego es una reacción que sucede en fracciones de
segundo.
Se define la velocidad de una reacción química como la cantidad de sustancia
formada (si tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos
como referencia un reactivo) por unidad de tiempo.
La velocidad de reacción no es constante. Al principio, cuando la concentración
de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den choques
entre las moléculas de reactivo, y la velocidad es mayor. a medida que la reacción
avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la
probabilidad de choques y con ella la velocidad de la reacción. La medida de la
velocidad de reacción implica la medida de la concentración de uno de los
reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la velocidad de
una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece
por unidad de tiempo, bien la cantidad de producto que aparece por unidad de
tiempo. La velocidad de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo,
esto es, en moles/s.
B. LA TEORÍA DE COLISIONES
La teoría de colisiones, propuesta hacia 1920 por Gilbert N. Lewis (1875-1946) y
otros químicos, afirma que para que ocurra un cambio químico es necesario que
las moléculas de la sustancia o sustancias iniciales entren en contacto mediante
una colisión o choque.
Pero no todos los choques son iguales. El choque que provoca la reacción se
denomina choque eficaz y debe cumplir estos dos requisitos:
- Que el choque genere la suficiente energía para romper los enlaces entre los
átomos.
235
- Que el choque se realice con la orientación adecuada para formar la nueva
molécula.
Los choques que no cumplen estas condiciones y, por tanto, no dan lugar a la
reacción, se denominan choques ineficaces.
A veces, el paso de reactivo a producto se realiza mediante la formación de un
compuesto intermedio o complejo activado que se transformará posteriormente
en los productos.
La energía de activación ( ) en química es la energía que necesita un sistema
antes de poder iniciar un determinado proceso. La energía de activación suele
utilizarse para denominar la energía mínima necesaria para que se produzca
una reacción química dada. Para que ocurra una reacción entre dos moléculas,
éstas deben colisionar en la orientación correcta y poseer una cantidad de
energía mínima.
C. FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
¿De qué depende que una reacción sea rápida o lenta? ¿Cómo se puede
modificar la velocidad de una reacción? Una reacción química se produce
mediante colisiones eficaces entre las partículas de los reactivos, por tanto, es
fácil deducir que aquellas situaciones o factores que aumenten el número de
236
estas colisiones implicarán una mayor velocidad de reacción. Veamos algunos
de estos factores.
1. Temperatura
Al aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a la que se mueven
las partículas y, por tanto, aumentará el número de colisiones y la violencia de
estas. El resultado es una mayor velocidad en la reacción. Se dice, de manera
aproximada, que por cada 10 °C de aumento en la temperatura, la velocidad
se duplica.
Esto explica por qué para evitar la putrefacción de los alimentos los metemos
en la nevera o en el congelador. Por el contrario, si queremos cocinarlos, los
introducimos en el horno o en una cazuela puesta al fuego.
237
2. Grado de pulverización de los reactivos
Si los reactivos están en estado líquido o sólido, la pulverización, es decir, la
reducción a partículas de menor tamaño, aumenta enormemente la velocidad
de reacción, ya que facilita el contacto entre los reactivos y, por tanto, la
colisión entre las partículas.
Por ejemplo, el carbón arde más rápido cuanto más pequeños son los
pedazos; y si está finamente pulverizado, arde tan rápido que provoca una
explosión.
3. Naturaleza química de los reactivos que intervienen en la reacción
Dependiendo del tipo de reactivo que intervenga, una determinada reacción
tendrá una energía de activación:
- Muy alta, y entonces será muy lenta.
- Muy baja, y entonces será muy rápida.
Así, por ejemplo, si tomamos como referencia la oxidación de los metales, la
oxidación del sodio es muy rápida, la de la plata es muy lenta y la velocidad
de la oxidación del hierro es intermedia entre las dos anteriores.
238
4. Concentración de los reactivos
Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente,
cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción
en la que participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio,
aumentará el número de colisiones.
El ataque que los ácidos realizan sobre algunos metales con desprendimiento
de hidrógeno es un buen ejemplo, ya que este ataque es mucho más violento
cuanto mayor es la concentración del ácido.
La variación de la velocidad de reacción con los reactivos se expresa, de
manera general, en la forma:
v = k [A]α [B]β
Donde α y β son coeficientes que no coinciden necesariamente con los
coeficientes estequiométricos de la reacción general antes considerados. La
constante de velocidad k, depende de la temperatura.
5. Catalizadores
Los catalizadores son sustancias que facilitan la reacción modificando el
mecanismo por el que se desarrolla. En ningún caso el catalizador provoca la
reacción química; no varía su calor de reacción.
Los catalizadores se añaden en pequeñas cantidades y son muy específicos;
es decir, cada catalizador sirve para unas determinadas reacciones. El
catalizador se puede recuperar al final de la reacción, puesto que no es
reactivo ni participa en la reacción.
239
Para la reacción aA + bB que da rR+ sS, la velocidad de reacción es la rapidez
con que se forman R y S (lo que es igual que la rapidez con la que desaparecen
A y B).
Para la reacción:
La velocidad de reacción es la rapidez con la que A y B se transforman en R y
S
Para la reacción rR+ sS que da aA + bB, la velocidad de reacción es la rapidez
con que se forman A y B (lo que es igual que la rapidez con la que desaparecen
R y S).
Para la reacción
240
BIBLIOGRÁFIA
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Cultural S.A. 1980.
- DEAN, J.A. “Lange Manual de Química” - McGraw Hill-México. 1990
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McGraw Hill. México. 1989.
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