Download Hemos visto que la materia está formada por átomos y que éstos

TEMA 5
EL ENLACE QUÍMICO
CONTENIDOS
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Tipos de enlaces químicos
Enlace iónico: cationes y aniones. Formación de
compuestos iónicos. Propiedades conferidas por
el enlace iónico
Enlace covalente: Teoría de Lewis y Teoría de
orbitales atómicos o de enlace de valencia.
Propiedades conferidas por el enlace covalente
Enlace de Van der Waals
Enlace de Hidrógeno
Enlace metálico: Configuración y enlace en los
metales. Propiedades conferidas por el enlace
metálico
Electrolitos y no electrólitos
OBJETIVOS
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Explicar por qué se ha creado una teoría de enlaces.
Razonar la formación de un enlace iónico.
Explicar
por qué los compuestos iónicos son sólidos
cristalinos en su estado normal.
Definir el concepto de energía reticular.
Determinar qué iones formarán los elementos más
importantes del sistema periódico.
Describir las propiedades de los compuestos iónicos.
Interpretar, en una primera aproximación, la formación
de los enlaces mediante la regla del octeto.?
Exponer la teoría de Lewis de formación de los enlaces
covalentes por compartición de electrones.
Describir la formación de enlaces covalentes simples,
dobles y triples y representar las moléculas según las
estructuras de Lewis.
Describir la formación del enlace covalente coordinado
y los términos del dador y del aceptor.
Explicar las causas y los efectos de la polaridad de
los enlaces covalentes.
Describir las propiedades de los compuestos covalentes.
Exponer el fundamento de las teorías mecano-cuánticas
para el enlace covalente y las ideas básicas de la
teoría de orbitales atómicos o de enlace de valencia.
Describir las fuerzas intermoleculares de Van der
Waals, su naturaleza y sus distintos tipos.
Explicar las condiciones para que se formen enlaces de
hidrógeno entre las moléculas.
Explicar la naturaleza del enlace metálico mediante la
teoría del mar de electrones.
Describir las propiedades de los compuestos metálicos.
Diferenciar
entre
compuestos
electrolitos
y
no
electrolitos.
INTRODUCCIÓN
Hemos visto que la materia está formada por átomos y que éstos, están formados por protones,
neutrones y electrones. A excepción de los gases nobles los átomos se combinan para dar lugar
a compuestos químicos. Hay compuestos gaseosos, líquidos y sólidos, los hay tóxicos e
inocuos, mientras que otros son altamente benéficiosos para la salud. Las propiedades
de cada compuesto dependen del tipo de elemento químico que lo forman, el modo
cómo se enlazan (tipo de enlace químico), la forma y geometría de los agregados
atómicos (moléculas) y de como estos interactúan entre si.
En 1916, el químico alemán Walther Kossel expuso que en las reacciones químicas
ocurren pérdida y ganancia de electrones por parte de los átomos, y por ello estos
adquieren la configuración electrónica de un gas noble. Sin duda Kossel se refería al
enlace iónico, y por lo tanto a los compuestos iónicos.
En 1923, G.N.Lewis plantea su teoría de enlace por pares de electrones y anuncia que
el octeto se logra por medio de compartición de electrones. Entonces a Kossel lo
podemos considerar como el padre del enlace iónico, y a Lewis el padre del enlace
covalente.
En la actualidad, la mecánica cuántica describe muy bien a los átomos y estructura
electrónica de los mismos; pero la situación en la molécula es muy diferente debido a la
mayor complejidad de esta, el aparato matemático es mucho mas difícil de formular y
los resultados menos fáciles de obtener e interpretar.
Hoy en día, los químicos disponen de métodos de cálculo y de técnicas experimentales
muy sofisticadas que permiten conocer con exactitud la forma, geometría y dimensiones
de las moléculas.
Se denomina enlace químico a las fuerzas atractivas que mantienen unidos a los átomos
en los compuestos. En el enlace químico juega un papel decisivo la configuración
electrónica del nivel más externo de los átomos, nivel de valencia, ya que de ella
depende el tipo de enlace que formen. Los enlaces se clasifican, de forma sencilla y
teórica en: a) enlace iónico, formados por transferencia de uno o más electrones de un
átomo o grupo de átomos a otro, b) enlace covalente, que aparecen cuando se comparte
uno o más pares de electrones entre dos átomos, c) enlace metálico. Además existen
otras fuerzas, generalmente entre átomos de distintas moléculas, conocidas como
fuerzas de van der Waals y enlace de hidrógeno.
5.1. POR QUÉ SE FORMA EL ENLACE QUÍMICO
El enlace químico tiene lugar porque el compuesto químico formado es más estable que
los átomos por separado. Además este compuesto tiene propiedades y características
diferentes, en mayor o menor grado, a los átomos por separado.
Cuando la disminución de energía, al pasar de los átomos por separado al compuesto
químico, es superior a 10 Kcal/mol de átomos, se dice que se ha producido un enlace
químico.
A partir de las teorías de Kossel y Lewis en su regla del octeto: los átomos forman
enlaces perdiendo, ganando o compartiendo los electrones de valencia necesarios para
alcanzar las configuraciones electrónicas externas de los gases nobles (se llama octeto
porque todos los gases nobles, excepto el helio, tienen ocho electrones externos).
Actualmente se han creado teorías de enlace más complejas y elaboradas, mediante
tratamientos mecánico cuánticos. Pero la regla del octeto, aunque sea una regla de
carácter general, con bastantes excepciones, en una primera aproximación nos
proporciona una justificación sencilla de cómo se forman y se clasifican los enlaces
químicos.
5.2. TIPOS DE ENLACE
En la formación de un compuesto químico se produce una redistribución electrónica, los
electrones que intervienen en el enlace dejan de estar sometidos a la influencia
exclusiva del átomo al que pertenecían y pasan a la influencia de otro átomo o de dos o
más átomos a la vez.
De esta manera tiene lugar la formación de distintos tipos de enlace:
- Enlace iónico
- Enlace covalente
- Enlace metálico
- Enlace de Van der Waals
- Enlace de hidrógeno
5.3. ENLACE IÓNICO
El enlace iónico tiene lugar entre elementos de electronegatividad muy diferente, es
decir, entre un metal y no metal. Se caracteriza por una transferencia completa de
electrones de un elemento metálico a otro elemento no metálico generando los
correspondientes iones. La atracción electrostática entre iones de signo contrario es el
origen del enlace. El ejemplo más habitual de compuesto con este tipo de enlace es el
cloruro de sodio.
El sodio es un elemento muy electropositivo y el cloro muy electronegativo. Cuando se
les pone en contacto reaccionan desprendiendo energía según la reacción
Na + ½ Cl2 → NaCl + energía
Como el sodio es un elemento que posee un electrón en la última capa y el cloro dispone de
siete electrones, se interpreta la formación del cloruro de sodio por la transferencia de un
electrón del sodio al cloro, adquiriendo ambos iones la configuración electrónica del
correspondiente gas noble (regla del octeto). No obstante, el balance energético de estos dos
procesos es desfavorable, por lo que se debe considerar otros dos factores: a) que al aproximar
sendos iones hasta la distancia con que se formaría el cristal la energía electrostática del
sistema sería inferior que al estar alejados; b) estos compuestos dan lugar a la formación del
cristal iónico, desprendiéndose una energía elevada porque cada ión está rodeado de varios
iones de signo contrario.
Es importante señalar que los compuestos iónicos son sólidos cristalinos y no se puede
considerar la presencia de moléculas. El mismo cristal es una enorme molécula o
macromolécula, constituida por un gran número de iones de signo contrario. La geometría de la
red depende del tamaño relativo de los iones y de su carga.
La fórmula química de un compuesto iónico nos indica la relación en la que se encuentran los
iones en la red cristalina.
El proceso en el cual los iones que se encuentran en estado gaseoso, a una distancia muy
grande, pasan a formar parte de una red cristalina sólida tiene lugar mediante un
desprendimiento de energía denominada energía reticular o de red. El valor de la energía
liberada es característico de cada compuesto iónico, depende de distintos factores, calculándose
por métodos indirectos a través del ciclo de Born-Haber.
La valencia iónica con la que intervienen los elementos al formar un compuesto iónico, nos
determina la capacidad de los átomos para perder o ganar electrones y formar los
correspondientes iones, adquiriendo una configuración electrónica estable. Los no metales
pueden dar lugar a aniones, iones negativos, mono (halógenos) o divalentes (anfígenos),
formando muy difícilmente aniones trivalente (nitrogenoides) y prácticamente imposible aniones
con cuatro cargas (carbonoides). Los metales dan lugar a cationes, iones positivos, con una
estructura electrónica, en general, de gas noble (alcalinos y alcalino-térreos); sin embargo en el
caso de los metales de transición que disponen de orbitales d ocupados se generan estructuras
electrónicas con orbitales de subniveles, s y d, llenos, semilleros o vacíos.
Cuando un elemento pierde uno o más electrones su tamaño disminuye a medida que aumenta
su carga eléctrica positiva; mientras que si un elemento gana uno o más electrones su tamaño
aumenta a medida que aumenta su carga negativa.
Si se comparan especies químicas isoelectrónicas, mismo número de electrones, será más
pequeña aquella que posea un mayor número de protones en el núcleo porque atrae con más
fuerza al mismo número de electrones.
5.4. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS.
Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos generalmente duros y quebradizos con una
temperatura de fusión y ebullición muy elevada. En general son solubles en agua, se disocian y
los iones pasan a formar parte de la disolución. Así los iones quedan en libertad y no se
encuentran fijos como en el sólido cristalino. Por ello en estado sólido no conducen la
electricidad pero sus disoluciones acuosas y los compuestos iónicos fundidos sí debido a la
libertad de movimiento de los iones. Las sustancias que al disolverse en agua conducen la
electricidad se denominan electrolitos.
5.5. ENLACE COVALENTE
Lewis propuso que la fuerza de atracción entre dos átomos en una molécula surge de la
compartición de un par de electrones entre ambos. Cada par de electrones compartidos forman
un enlace covalente en el que dos electrones son atraídos simultáneamente por ambos núcleos.
Además, cada átomo queda con una configuración electrónica de gas noble.
Cuando los átomos de una molécula son iguales, homonucleares, los electrones compartidos
son atraídos con igual fuerza por ambos núcleos; sin embargo en el caso de moléculas
heteronucleares los electrones son compartidos con distinta fuerza y surge el concepto de
polaridad del enlace, al estar más próximo el par de electrones del átomo más electronegativo.
La estructura de Lewis de un enlace covalente de una molécula muestra los electrones del
enlace con un par de puntos. La formación de una molécula de hidrógeno se puede representar:
Cada átomo de hidrógeno comparte un par de electrones y logra la configuración electrónica del
gas noble del helio.
En la molécula de fluor se forma por la compartición de un par de electrones de cada átomo y
cada uno de ellos está rodeado de ocho electrones. Cada átomo posee tres pares de electrones
sin compartir, también denominados pares de electrones solitarios.
F-F
En la molécula de oxígeno se comparten dos pares de electrones dando lugar a un enlace doble
y cada átomo posee dos pares de electrones sin compartir.
O=O
En la molécula de nitrógeno se comparten tres pares de electrones dando lugar a un enlace triple
y cada átomo posee un par de electrones sin compartir.
N=N
La energía de un enlace aumenta con el número de pares de electrones que se comparten y nos
indica la estabilidad de la molécula. Así el orden de estabilidad de las anteriores moléculas será:
nitrógeno>oxígeno>fluor.
Todas las moléculas descritas son homonucleares y el enlace covalente se denomina apolar
porque ambos átomos atraen con igual fuera al par o pares de electrones que comparten.
Cuando el enlace covalente tiene lugar con átomos distintos se forman moléculas
heteronucleares y el enlace covalente se denomina polar porque ambos átomos atraen con
distinta fuerza al par o pares de electrones que comparten. Se genera un dipolo permanente
(separación de cargas) que induce a la molécula propiedades distintas a las moléculas apolares.
El cloruro de hidrógeno, H-Cl, el agua, H2O, el amoníaco, NH3, son moléculas con enlace
covalente polar y su geometría en todos los casos confiere a la molécula una polaridad
permanente.
Figuras: HCl lineal; H2O angular; NH3, piramidal
No obstante, hay moléculas que disponen de enlace covalente. polar pero que por su geometría
son apolares porque se compensan las polaridades de los distintos enlaces.
La molécula de dióxido de carbono, CO2, es lineal donde cada átomo de oxígeno comparte dos
pares de electrones y el átomo de carbono cuatro pares de electrones. El doble enlace covalente
entre el carbono y el oxígeno es polar por la mayor electronegativdad del oxígeno frente al
carbono; sin embargo la molécula es apolar por simetría.
La molécula de metano, CH4, es tetraédrica donde cada átomo de hidrógeno comparte un par de
electrones con el átomo de carbono. El enlace covalente sencillo entre el carbono y el hidrógeno
es polar debido a la mayor electronegatividad del carbono frente al hidrógeno; sin embargo la
molécula es apolar por simetría.
No todas las moléculas cumplen la regla del octeto, por ejemplo todos los compuestos de berilio
y boro, así el BeCl2 es una molécula lineal donde el átomo de berilio está rodeado de cuatro
electrones; el BH3 es una molécula plana triangular donde el átomo de boro está rodeado de
seis electrones.
5.6. ENLACE COVALENTE COORDINADO
Un enlace covalente en la que una especie contribuye con los dos electrones del enlace es un
enlace covalente coordinado. Este enlace tiene lugar entre un átomo que dispone de un par de
electrones sin compartir y otro átomo deficitario de electrones.
Dos especies químicas que disponen de este enlace son la molécula de hidronios y la molécula
de amonio.
H20 + H+ ------- H3O+
NH3 + H+ ------- NH4+
La presencia de un enlace coordinado en ambas moléculas permite que siga cumpliéndose la
regla del octeto en todos los átomos implicados
5.7. ENLACE METÁLICO
Los metales representan más de las tres cuartas partes de los elementos conocidos y presentan
unas propiedades que son el resultado de un enlace característico. Todos los elementos
metálicos son buenos conductores de la electricidad, presentan un brillo característico, una alta
conductividad térmica, y son maleables y dúctiles.
El modelo del mar de electrones ayuda a comprender algunas de las propiedades de los
metales. En este modelo el metal está representado por un conjunto de cationes que ocupan los
nudos de una red cristalina, rodeados por un mar de electrones de valencia distribuidos
uniformemente por toda la estructura y que se mueven libremente por todo el cristal. No
obstante, los electrones se mantienen en el cristal debido a la existencia de atracciones
electrostáticas con los cationes pero son móviles y no están asociados a ningún catión
específico. El metal es conductor de la corriente eléctrica por la movilidad de los electrones de
valencia.
La alta conductividad térmica también se explica por la movilidad de los electrones, si se
establece un gradiente de temperatura, la energía cinética de los electrones de la zona caliente
es mayor, produciéndose una transferencia de esta energía por todo el sólido metálico.
La maleabilidad (facilidad en formar láminas) y la ductilidad (facilidad para ser estirado) también
se puede explicar con esta sencilla teoría. La facilidad que tienen los metales en deformarse se
debe a que los iones metálicos de la red cristalina se pueden mover en planos respecto a ellos
mismos sin que se rompan enlaces específicos y a pesar de que varíe la posición de los átomos
metálicos los electrones de valencia se redistribuyen. Al contrario en los compuestos iónicos las
fuerzas de unión son debidas a iones de signo contrario, y un desplazamiento de los mismos
provoca la aparición de fuerzas de repulsión significativas entre iones de igual signo de carga
que perturba el sistema inicial de equilibrio entre iones y por ello son quebradizos y se fracturan
con facilidad.
FUERZAS INTERMOLECULARES.
Son fuerzas débiles y atractivas entre moléculas que justifican la variación del punto de fusión y
de ebullición de moléculas covalentes.
Las fuerzas de Van der Waals engloban las fuerzas intermoleculares de dispersión, dipolo-dipolo
y dipolo-dipolo inducido.
Las fuerzas de dispersión o de London tienen especial relevancia en las moléculas apolares.
Contempla la existencia de dipolos instantáneos en cualquier átomo de la molécula como
consecuencia de las fluctuaciones espontáneas y aleatorias de las nubes electrónicas. A su vez,
este dipolo instantáneo, provoca la formación de dipolos inducidos en las moléculas vecinas.
La intensidad de estas fuerzas viene determinada por la polarizabilidad de la molécula, es decir,
por cuanto más fácil sea formar dipolos. Las moléculas de mayor tamaño tienen los orbitales
más voluminosos y por tanto más fácilmente polarizables. Así las fuerzas de London son más
intensas en los gases nobles a medida que descendemos en el grupo, por ello el punto de
ebullición aumenta en el mismo sentido.
Las fuerzas entre moléculas con dipolos permanentes son más intensas cuanto más polar es el
enlace; no obstante, en estas moléculas siguen actuando las fuerzas de dispersión que, como se
ha mencionado, cobran más relevancia con el tamaño de la molécula.
Las fuerzas entre dipolos permanentes y dipolos inducidos, tiene lugar entre una molécula polar
como por ejemplo el agua y una molécula apolar con el oxígeno. Estas interacciones justifican la
solubilidad parcial del oxígeno en el agua líquida.
El enlace de hidrógeno es una fuerza intermolecular que confiere a las moléculas propiedades
excepcionales. Su intensidad es intermedio entre las fuerzas de Van der Waals y el enlace
covalente.
El enlace de hidrógeno es un caso extremo de interacción bipolar que se produce cuando se
cumple que un átomos de hidrógeno está unido a un elemento químico muy electronegativo y de
muy pequeño tamaño. Esta situación se da únicamente cuando el hidrógeno está unido al F, O y
N. Así mismo el par o pares de electrones de estos elementos intervienen directamente en la
formación de dicho enlace.
El enlace de hidrógeno se produce por la fuerte atracción eléctrica entre el núcleo de hidrógeno
(casi desprovisto de su electrón por estar unido a un átomo muy electronegativo) y un par de
electrones solitarios de la molécula vecina. De manera simbólica, se representa como un enlace
covalente, pero con una línea más larga y discontinua.
Cuando las moléculas se unen mediante enlaces de hidrógeno, las sustancias muestran puntos
de fusión y de ebullición anormalmente altos, tal como se indica en la figura.
El enlace de hidrógeno le confiere al agua algunas de sus propiedades más características, que
permiten la existencia de vida en nuestro planeta. Cabe destacar los altos puntos de fusión y de
ebullición, la alta entalpía de vaporización y el elevado calor específico (actúa de manera
análoga a un termostato).
Así mismo este tipo de enlace es de especial relevancia en numerosas macromoléculas
biológicas (proteínas, ácidos nucleicos,..).
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
Los sólidos atómicos las fuerzas entre los átomos son muy intensas, debido a la presencia de
enlace covalente muy fuerte. Los puntos de fusión y de ebullición son muy elevados y muchos de
ellos subliman (pasan directamente de sólido a gas). Las distintas formas alotrópicas del
carbono: diamante, grafito y fullereno, presentan estructuras tridimensionales que aparecen en
las siguientes figuras.
Estos compuestos son insolubles en cualquier tipo de disolvente y su conductividad eléctrica y
térmica depende de su estructura.
Los compuestos covalentes moleculares, las moléculas están unidas mediante fuerzas
intermoleculares por lo que en general tienen puntos de fusión y ebullición bajos o muy bajos en
comparación con otros compuestos. En general son gases y líquidos a temperatura ambiente; no
obstante, moléculas grandes como el yodo, I2, azufre, S8, y la glucosa, C6H12O6, son sólidos
debido a la intensidad de las fuerzas intermoleculares (mayor polarizabilidad). Estos sólidos son
blandos y frágiles, y además son malos conductores de la electricidad y del calor.
DESARROLLO DE LOS CONTENIDOS
1.- SUSTANCIAS Y MEZCLAS. ELEMETOS Y COMPUESTOS
La materia es todo lo que ocupa un espacio en el Universo y tiene masa, siendo el constituyente
universal de todos los cuerpos. Desde la perspectiva de la Química como ciencia, la materia es
todo aquello que se forma a partir de átomos o moléculas, y con la propiedad de encontrarse en
estado sólido, líquido o gaseoso. Además de ocupar un volumen, la materia tiene otras
propiedades, tales como, masa, energía, presión, temperatura, densidad, etc.
En química, se distinguen varios subtipos de materia según su composición y propiedades. La
clasificación de la materia incluye sustancias puras, mezclas, elementos y compuestos, además
de átomos y moléculas que se estudiarán en otra unidad (Esquema 1).
Esquema 1. Clasificación de la Materia
1.1. SUSTANCIAS Y MEZCLAS

Sustancia pura
Sustancia pura, o simplemente sustancia en el lenguaje químico, es cualquier tipo de materia
homogénea que no se puede descomponer en otras materias de distinta clase por medio de
procesos fisicoquímicos sencillos. Tiene una composición fija (constante), uniforme e invariable y
propiedades distintivas.
Sustancia pura. Clase particular de materia que se caracteriza por se
un sistema homogéneo que posee composición y propiedades fijas
Las sustancias químicas son combinaciones de átomos de un mismo elemento o de elementos
diferentes. Si los átomos combinados son de un mismo elemento se tienen Sustancias Simples.
Si son de elementos distintos, se tienen Sustancias Compuestas (o compuestos químicos). En
las sustancias simples todos sus átomos constituyentes tienen el mismo número atómico.
Uno de los problemas con los que se enfrenta muy a menudo el químico es el conocer si una
muestra de materia es o no una sustancia pura. Para ello, se somete la muestra a uno o varios
procesos de purificación o separación de sustancias, como, por ejemplo, destilación,
recristalización, extracción con disolventes, etc. Estos métodos nos llevan, normalmente, a la
separación de la muestra en varias partes con diferentes propiedades, lo que prueba que
contenía diferentes sustancias. Cuando una muestra o una parte de ella (previamente separada)
no cambia en sus propiedades, al someterla a uno o varios procesos de purificación, podemos
estar seguros de que se trata de una sustancia pura. Asimismo, una sustancia pura mantiene la
temperatura constante durante los cambios de estado, por ello, la determinación de los puntos
de fusión y ebullición de una sustancia pura suele ser de gran utilidad para su identificación.
Ejemplos:

Mezclas
Las mezclas se forman al combinar dos o más sustancias puras en proporciones variables, sin
que ello ocasione cambios químicos en ellas, es decir, cada sustancia mantiene su identidad y
propiedades. Por medio de métodos físicos, las mezclas pueden separarse en sus componentes
sin producir alteración en los mismos. Las mezclas no poseen composición constante, así, por
ejemplo, las muestras de aire obtenidas en diferentes localidades seguramente diferirán en su
composición, a causa de las diferencias existentes en el lugar donde se hallan recogido dichas
muestras, como altitud, contaminación atmosférica, etc. Asimismo, las mezclas tienen
propiedades también variables, que dependen de las proporciones de las sustancias que la
componen.
Mezcla. Sistema material formado por dos o más sustancias puras, en proporciones
variables, no combinadas químicamente, y en la que cada uno de sus componentes
mantiene su identidad y propiedades químicas. Puede ser separada en sus
componentes (sustancias) simplemente por métodos físicos
Existen dos tipos de mezclas, las homogéneas y las heterogéneas, según que conste de una o
más fases.
o Mezclas homogéneas
Las mezclas homogéneas tienen la misma composición en toda la muestra por lo que son
uniformes, es decir, presentan una sola fase y sus componentes no se perciben a simple vista, ni
siquiera con la ayuda del microscopio (Figura 1).
Figura 1. Distintos tipos de mezclas homogéneas
Dentro de las mezclas homogéneas se encuentran las disoluciones y las aleaciones.
Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí,
conservando cada componente las propiedades químicas que le caracterizan. Además, son
transparentes y sus componentes no se separan durante el reposo. Las disoluciones están
formadas por un disolvente o solvente, generalmente en mayor proporción, y uno o más solutos
en cantidades menores. Un ejemplo es la soda que es una disolución formada por un disolvente,
el agua, y un soluto, el dióxido de carbono (Figura 2). Otros ejemplos de disoluciones o mezclas
homogéneas, son el agua de mar, el aire, el agua azucarada, las bebidas gaseosas, los licuados,
el vinagre, el agua más alcohol, etc.
Una aleación es una mezcla sólida homogénea de dos o más metales, o de uno o más metales
con algunos elementos no metálicos, como por ejemplo, el acero que es una aleación de hierro y
carbono, o el bronce que es una aleación metálica de cobre y estaño. (Figura 2).
Figura 2. Disolución de soda y aleación de acero
La evaporación, la destilación, la filtración, etc., son métodos físicos, entre otros, para separar los
componentes de una mezcla homogénea. Después de la separación, los componentes de la
mezcla tendrán la misma composición y propiedades que al principio. Cuando la disolución está
formada por un líquido y un sólido se emplea la evaporación, destilación, etc., así una disolución
salina puede separarse evaporando el líquido, que se recupera condensando el vapor. El sólido,
en este caso la sal, queda depositado en el fondo del recipiente.
Si la mezcla homogénea está formada por dos líquidos se utiliza la destilación, en la medida que
ambos componentes tengan diferente punto de ebullición. La sustancia más volátil se
desprenderá primero de la mezcla, que se recupera por condensación. Así, por ejemplo,
mediante la destilación se puede separar el alcohol que forma parte del vino, una disolución
salina, etc. (Figura 3).
Figura 3. Destilación de una disolución salina
En el Esquema 2 se recogen algunos ejemplos de mezclas homogéneas y sus métodos de
separación.
Esquema 2. Tipos de mezclas homogéneas y sus métodos de separación
o Mezclas heterogéneas
Una mezcla heterogénea es aquella que tienen dos o más fases que, por lo general, se pueden
identificar y diferenciar, aunque no siempre se pueden ver fácilmente. Este tipo de mezcla
contiene dos o más sustancias, combinadas de tal forma que cada una conserva su identidad
química, y su composición no es uniforme. En ellas sus componentes pueden distinguirse a
simple vista o con el microscopio, pues no son uniformes. Por ejemplo, la arena en agua es una
mezcla heterogénea que se aprecia fácilmente y varían de un punto a otro, otra mezcla
heterogénea es un trozo de granito formado por cuarzo, mica y feldespato, etc. (Figura 4).
Figura 4. Ejemplos de mezclas heterogéneas
Se pueden emplear varios métodos físicos para separar los componentes de una mezcla
heterogénea, algunos de los cuales se muestran en el Esquema 3 (Figura 5). Después de la
separación, los componentes de la mezcla tendrán la misma composición y propiedades que al
principio.
Esquema 3. Tipos de mezclas heterogéneas y sus métodos de separación
Figura 5. Filtración y Decantación
Dentro de las mezclas heterogéneas se distinguen dos tipos: las suspensiones y los coloides.
- Las suspensiones son mezclas heterogéneas formadas por una fase dispersa, es decir,
un soluto sólido insoluble y una fase dispersante, representada por un líquido. Las
partículas de la fase dispersa son mayores a 100 nanómetros de tamaño, pueden
observarse a simple vista y sedimentan cuando la suspensión está en reposo. Las
suspensiones tienen aspecto opaco como, por ejemplo, el aceite en agua, los jugos de
frutas, la arcilla en agua, las pinturas al agua, etc. (Figura 6).
Figura 6. Tipos de suspensiones
- Los coloides son mezclas heterogéneas cuyas partículas, entre 10 y 100 nanómetros,
son más pequeñas que las correspondientes a las suspensiones, pero más grandes que
las moléculas que forman las disoluciones, por tanto, son mezclas intermedias entre las
disoluciones y las suspensiones. Un coloide es un sistema formado por una fase continua,
en general líquida, y otra fase dispersa a modo de partículas, normalmente sólidas. Aunque
en un coloide el soluto no es soluble, sin embargo, sus partículas son lo suficientemente
pequeñas para que no se separen o sedimenten si están en reposo y poseen una opacidad
menor que las suspensiones, pues pueden dispersarse homogéneamente por todo el
medio.
Son mezclas heterogéneas coloidales, por ejemplo, la sangre, la leche, la mayonesa, el
flan, las gelatinas, el vino, la cerveza, la tinta china, la clara de huevo, el humo, la neblina,
la espuma, etc. (Figura 7).
Figura 7. Tipos de coloides
En la Tabla 1 se recogen las principales diferencias entre mezclas homogéneas (disoluciones),
suspensiones y coloides (Figura 8)
Tabla 1. Diferencias entre suspensiones, coloides y disoluciones
SUSPENSIONES
Mezcla heterogénea
Partículas > 100 nm
Dos fases
Opacas
Sedimentan en reposo
COLOIDES
Mezcla heterogénea
Partículas de 10-100 nm
Dos fases
Opacidad intermedia
No sedimentan en reposo
DISOLUCIONES
Mezcla homogénea
Partículas < 10 nm
Una fase
Trasparentes
No sedimentan en reposo
Figura 8. Ejemplos de disolución, suspensión y coloide
1.2. ELEMENTOS Y COMPUESTOS

Elementos
Un elemento es cualquier sustancia pura que no puede descomponerse o separarse en otras
sustancias más sencillas mediante procedimientos químicos normales o simples. Es el
constituyente más sencillo de la materia, constituido por átomos de la misma clase. Son
elementos, por ejemplo, el carbono, nitrógeno, oxigeno, oro, plata, etc. Los elementos se
representan mediante símbolos químicos, como Li (Litio), Be (Berilio), etc. (Figura 9).
Elemento. Sustancia pura que, por cualquier método químico,
no se puede descomponer en otras más simples
Figura 9. Elementos químicos representados mediante símbolos
Es importante diferenciar entre un “elemento químico” y una “sustancia simple”. Por ejemplo, el
ozono (O3) y el oxígeno (O2) son dos sustancias simples, cada una de ellas con propiedades
diferentes, y el elemento químico que forma estas dos sustancias simples es el oxígeno (O)
(Figura 10). Otro ejemplo es el elemento químico carbono, que se presenta en la naturaleza
como grafito o como diamante (estados alotrópicos) que son sustancias simples. Algunos
autores hablan de elementos formados por átomos aislados y elementos formados por moléculas
(sustancias simples).
Figura 10. Elemento oxígeno y moléculas de elementos, O2 y O3

Compuestos
Un compuesto o sustancia compuesta es cualquier sustancia pura formada por combinación de
dos o más elementos diferentes unidos químicamente en proporciones fijas, y que pueden
descomponerse por métodos químicos en los elementos de los que están constituidos. Sin
embargo, los elementos de un compuesto no se pueden dividir o separar por procesos físicos
(decantación, filtración, destilación, etcétera), sino sólo mediante procesos químicos. Los
compuestos tienen diferentes propiedades físicas y químicas que las de sus elementos
constituyentes. Cuando los átomos que forman una molécula proceden de elementos distintos, a
dicha molécula se le denomina “compuesto químico” (que, por ende, es una molécula). Los
compuestos se representan por medio de fórmulas químicas.
Compuesto. Sustancia pura formada por dos o más elementos combinados
químicamente en proporciones fijas, y que no se descompone cuando es
sometido a procesos normales de purificación
Por ejemplo, un compuesto es la molécula del agua que está formada por dos átomos de
hidrógeno y uno de oxígeno (Figura 11). Otros ejemplos son el dióxido de carbono que posee
dos átomos de oxígeno y uno de carbono, el metano, el cloruro de sodio, la glucosa, la urea, el
amoníaco, el alcohol etílico, etc.
Figura 11. Elemento (O), molécula de elemento (O3), compuesto químico (H2O)
En estas dos definiciones de elementos y compuestos, nos hemos referido a moléculas tanto de
elementos como de compuestos químicos. Tanto para la Física como para la Química, una
molécula es un conjunto de, por lo menos, dos átomos, ya sean iguales o diferentes, que se
encuentran unidos mediante enlaces químicos en una proporción fija, los cuales constituyen la
mínima porción de una sustancia que puede ser separada sin que sus propiedades sean
alteradas.
Cuando los átomos son idénticos, se refiere a moléculas de elementos o sustancias simples, y
se da por ejemplo en el oxígeno que cuenta con dos átomos de este elemento, O 2; el hidrógeno
gaseoso, H2, que es una molécula de un elemento puro formada por dos átomos de hidrógeno,
el ozono, O3 etc. En el caso de ser diferentes, como ocurre con la molécula del agua, la cual
tiene dos átomos de hidrógeno y uno solo de oxígeno, en el amoníaco NH3, etc., se denomina
compuesto químico, por lo tanto, el agua es una molécula de un compuesto químico (Tabla 2)
(Figura 12).
Tabla 2.- Ejemplos de moléculas de elementos y compuestos
Moléculas de elementos
Moléculas de compuestos
N2 Nitrógeno molecular
NH3 Amoníaco
O2 Oxígeno molecular
H2O Agua
O3 Ozono
C4H10 Butano
P4 Fósforo
CO2 Dióxido de carbono
Figura 12.- Ejemplos de moléculas de compuestos químicos
En la Tabla 3 se recogen las principales características para poder diferenciar un compuesto de
una mezcla homogénea.
Tabla 3. Diferencias entre compuesto y mezcla homogénea
COMPUESTO
MEZCLA HOMOGÉNEA
La proporción en que están los elementos
dentro de los compuestos es siempre
constante
Las proporciones de las sustancias que se
mezclan son variables
Tienen propiedades físicas constantes
Tienen propiedades físicas que varían en
función de las proporciones en que están las
sustancias mezcladas
Las propiedades de los elementos que
forman el compuesto son radicalmente
diferentes a las del compuesto formado
De los compuestos sólo se pueden obtener
los elementos que los constituyen por
métodos químicos
Las sustancias que se mezclan tienen las
mismas propiedades
Las sustancias que forman una mezcla se
pueden separar por métodos físicos
(evaporación, filtración, etc.)
EJERCICIOS RESUELTOS
Ejercicio 1.Clasifique las siguientes materias como mezclas o sustancias puras: aire, hielo, oro, café,
azúcar, oxígeno, gasolina y vidrio.
Solución:
Mezclas: aire, café, gasolina y vidrio
Sustancias puras: hielo, oro, azúcar y oxígeno
Ejercicio 2.Clasifique las siguientes sustancias como elementos o compuestos: hielo, oro, azúcar,
oxígeno, sal común, azufre, plata y alcohol.
Solución:
Elementos: oro, oxígeno, azufre y plata
Compuestos: hielo, azúcar, sal común y alcohol.
Ejercicio 3.Clasifique las siguientes sustancias como mezclas, elementos y compuestos: Leche, azufre,
gasolina, ácido nítrico, azúcar, helio, dióxido de carbono, polietileno, arena, nitrógeno, sal común,
granito, acero, ozono.
Solución:
Mezclas: Leche, gasolina, arena, granito, acero
Elementos: azufre, helio, nitrógeno, ozono.
Compuestos: ácido nítrico, azúcar, dióxido de carbono, polietileno, sal
2.- SÍMBOLOS Y FÓRMULAS

Símbolos
Los elementos químicos se representan por medio de símbolos (cada elemento químico tiene un
símbolo característico), los cuales corresponden a abreviaturas de sus nombres latinos. En
general, el símbolo es la letra inicial mayúscula del nombre latino del correspondiente elemento.
Ejemplos:
Nombre
español
Potasio
Azufre
Fósforo
Nombre
latino
Kalium
Sulfur
Phosphörus
Símbolo
K
S
P
En aquellos elementos cuyos nombres latinos comienzan con la misma letra, se agrega una
segunda letra, pero minúscula. Para tales efectos se elige la letra más característica del
respectivo nombre latino. Ejemplos:
Nombre español
Plata
Oro
Estaño
Escandio
Arsénico
Nombre latino
Argentum
Aurum
Stangnum
Scandia
Arsenicum
Símbolo
Ag
Au
Sn
Sc
As
Figura 13. Símbolos de diferentes elementos

Fórmulas
Los compuestos químicos y las moléculas se representan mediante la denominada fórmula
química, que es una expresión estequiométrica de su composición, ya que informa sobre la
proporción en que se encuentran las cantidades de sus elementos componentes. Es decir, la
fórmula contiene los símbolos de los elementos que forman la sustancia y unos números, en
forma de subíndices (subíndices estequiométricos), que indican el número de átomos en lo que
se denomina entidad elemental. Por ejemplo, la fórmula química Na2SO4, nos indica que este
compuesto está formado por tres elementos químicos, que son sodio, de símbolo Na, azufre, de
símbolo S, y oxígeno, de símbolo O. Además, nos dice que en una molécula de este compuesto
hay 2 átomos de sodio (Na), 1 átomo de azufre (S) y 4 átomos de oxígeno (O) (Figura 14).
Figura 14. Fórmula química
Otro ejemplo es la fórmula del agua, H2O, que nos indica no sólo qué elementos están presentes
en la molécula, sino también nos da información de la proporción en que los átomos participan
en ella, 2 átomos de H y 1 átomo de oxígeno. Del mismo modo, la fórmula química de la glucosa
C6H12O6, nos informa que las cantidades (n) de carbono (nC), de hidrógeno (nH) y de oxígeno
(nO) se hallan en la proporción de 6:12: 6, o sea, nC:nH:nO = 6 : 12 : 6 = 1 : 2 : 1 (Figura 15).
Figura 15. Fórmulas químicas del agua, H2O y la glucosa, C6H12O6
Estructuralmente, la fórmula química de una sustancia molecular es una expresión simbólica que
nos informa sobre la identidad y número de átomos que entran en la composición de cada una
de las moléculas constituyentes de la sustancia. Ejemplos:
Sustancia molecular
Glucosa
Amoníaco
Clorobenceno
Agua
Fórmula química
C6H12O6
NH3
C6H5Cl
H2O
Nº átomos en cada molécula
6 átomos C, 12 átomos H, 6 átomos O
1 átomo N, 3 átomos H
6 átomos C, 5 átomos H, 1 átomos Cl
2 átomos H, 1 átomo O
Asimismo, en una especie iónica la composición química y la carga eléctrica vienen dadas
simbólicamente por medio de su correspondiente fórmula química, en la que además del
subíndice, aparece un superíndice que indica la carga eléctrica neta de dicho ion. En el caso de
sustancias iónicas, al no existir moléculas propiamente dichas, se habla de unidad de fórmula.
Ejemplos:
Ion
Ion amonio
Ion dicromato
Ion aluminio
Fórmula química
NH4+
Cr2O72Al3+
Nº átomos constituyentes
1 átomo N, 4 átomos H
2 átomos Cr, 7 átomos O
1 átomo Al
Ion amonio
Finalmente, a veces es conveniente escribir la denominada fórmula estructural, sobre todo en
los compuestos de carbono debido a que presentan el fenómeno de isomería. Este tipo de
fórmula química nos permite visualizar qué átomos se unen entre sí y cómo lo hacen, es decir, si
lo hacen con un enlace sencillo, doble, etc. (Figura 16).
Figura 16. Fórmula estructural del tetracloruro de carbono (CCl4) y el eteno (C2H4)
EJERCICIO RESUELTO
Ejercicio 1.Escribir las fórmulas para los compuestos siguientes: a) Ácido sulfúrico: 2 átomos de hidrógeno + 1
átomo de azufre + 4 átomos de oxígeno; b) metano: 1 átomo de carbono + 4 átomos de hidrógeno,
c) Propano: 3 átomos de carbono + 8 átomos de hidrógeno, d) ácido nítrico: 1 átomo de hidrógeno
+ 1 átomo de nitrógeno + 3 átomos de oxígeno, e) dióxido de nitrógeno: 1 átomo de nitrógeno +
2 átomos de oxígeno.
Solución:
a) Ácido sulfúrico: 2 átomos de hidrógeno + 1 átomo de azufre + 4 átomos de oxígeno →
Primero se deben escribir los símbolos de los átomos en la fórmula: H, S y O. Después miramos
la proporción de cada uno de ellos en la fórmula, en este caso, 2, 1 y 4, por lo que la fórmula
será: H2SO4. En el dibujo podemos ver la fórmula química y la fórmula estructural.
b) Metano: 1 átomo de carbono + 4 átomos de hidrógeno → Primero se deben escribir los
símbolos de los átomos en la fórmula: C e H. Después miramos la proporción de cada uno de
ellos en la fórmula, en este caso, 1 y 4, por lo que la fórmula será: CH4. En el dibujo podemos ver
la fórmula química y la fórmula estructural.
c) Propano → 3 átomos de carbono + 8 átomos de hidrógeno. Primero se deben escribir los
símbolos de los átomos en la fórmula: C y H. Después miramos la proporción de cada uno de
ellos en la fórmula, en este caso, 3 átomos de carbono y 8 de hidrógeno, por lo que la fórmula
será: C3H8. En el dibujo podemos ver la fórmula química y la fórmula estructural.
d) Ácido nítrico → 1 átomo de hidrógeno + 1 átomo de nitrógeno + 3 átomos de oxígeno.
Primero se deben escribir los símbolos de los átomos en la fórmula: H, N y O. Después miramos
la proporción de cada uno de ellos en la fórmula, en este caso, 1 átomo de hidrógeno, 1 átomo
de nitrógeno y 3 átomos de oxígeno, por lo que la fórmula será: HNO3. En el dibujo podemos ver
la fórmula química y la fórmula estructural.
e) Dióxido de nitrógeno → 1 átomo de nitrógeno + 2 átomos de oxígeno. Primero se deben
escribir los símbolos de los átomos en la fórmula: N y O. Después miramos la proporción de
cada uno de ellos en la fórmula, en este caso, 1 átomo de nitrógeno y 2 átomos de oxígeno, por
lo que la fórmula será: NO2.. En el dibujo podemos ver la fórmula química y la fórmula estructural.
3.- MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES
3.1. MASA ATÓMICA
En los postulados de Dalton queda establecido que cada átomo tiene un peso o masa propio y
diferente del de cualquier átomo de otra clase. Asimismo, de acuerdo con la teoría atómica, los
átomos se combinan en una razón de números enteros sencillos para formar los compuestos.
Como las masas de los átomos individuales son sumamente pequeñas, en comparación con una
unidad corriente de masa, como por ejemplo el gramo, es necesario encontrar cuán “pesado” es
un átomo de un elemento comparado con otro, tomado como patrón de referencia. Aunque no es
posible pesar un solo átomo sí existen métodos experimentales para determinar su masa en
relación con la de otro átomo. Por tanto, lo primero fue asignar un valor a la masa de un átomo
de un elemento determinado, para utilizarlo como referencia.
En la actualidad, por acuerdo internacional (según la IUPAC, International Union of Pure and
Applied Chemistry) y por razones de precisión, se toma como patrón de medida de masa
atómica la masa del isótopo 12 del carbono, carbono-12 o 12C (masa = 12 u.m.a.), luego:
1 átomo de 12-C pesa 12 u.m.a.
Por lo que tenemos la siguiente definición:
Unidad de masa atómica (u.m.a. ó u, Unidad de Masa Atómica) es la
correspondiente a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12, 12C.
Es decir, que:
1 uma =
masa de un átomo de 12C
1
masa 12C =
12
12
Masa atómica (peso atómico) es la masa de un átomo (o de los
elementos que constituyen la Tabla periódica), expresada en u.m.a.
En esta escala tenemos que la masa atómica del C = 12 u (Figura 16) y, por ejemplo, la masa
atómica del H es 1 u, lo que significa que el H pesa 12 veces menos que el 12-C= 1 uma, masa
atómica del Na = 23 u, masa atómica del O = 16 u, etc.
Figura 16.- Símbolo y masa atómica del C
3.2. MASA MOLECULAR
En un compuesto no puede hablarse de masa atómica sino de masa molecular (peso molecular)
que será la suma de las masas atómicas de los átomos que lo constituyen, teniendo en cuenta
cuántos hay de cada uno (información recogida en la fórmula molecular correspondiente). Las
masas moleculares, al igual que las masas atómicas, se expresan en u.m.a.
Masa molecular es la masa, expresada en u.m.a., que corresponde a
la suma de las masas atómicas de todos los elementos que componen
la molécula, teniendo en cuenta cuántos hay de cada uno en ella.
Para calcular la masa molecular, multiplicamos la masa atómica de cada elemento por el número
de átomos de ese elemento presentes en la molécula y sumamos todos los resultados (Figura
17).
Figura 17. Masa molecular del Dióxido de azufre, SO2.
Los dos conceptos anteriores, que se han definido como una relación de masas entre un átomo
(o una molécula), y el átomo patrón, se denominan más exactamente masa atómica relativa, Ar,
y masa molecular relativa, Mr, aunque a veces también se les llama peso atómico y peso
molecular.