Download modulo química - Facultad de Ciencias de la Salud

UNIVERSIDAD NACIONAL
DE ENTRE RIOS
FACULTAD DE CIENCIAS DE LA
SALUD
“INICIACIÓN AL ESTUDIO DE LAS
CIENCIAS DE LA SALUD”
MODULO QUÍMICA
"Hay hombres que luchan un día y son buenos.
Hay otros que luchan un año y son mejores.
Hay otros que luchan muchos años y son muy buenos.
Pero hay quienes luchan toda la vida, esos son imprescindibles."
Bertolt Brecht
(1898-1956)
Poeta, director teatral y dramaturgo alemán
El estudio de la Química
La química es el estudio de la materia y de los cambios que experimenta. Es
muy frecuente que la química se la considere la ciencia central, ya que para los
estudiantes de biología, física, geología, ciencias de médicas, ecología entre otras, es
esencial tener un conocimiento básico de la química.
En comparación con otros temas, es común creer que la química es más difícil,
al menos en el nivel introductorio. Hay algo de justificación para esta creencia: por
un lado, la química tiene un vocabulario muy especializado. Sin embargo, aunque
para el lector este curso de química fuera el primero, en realidad está más
familiarizado con el tema de lo que piensa. En todas las conversaciones se escuchan
términos que tienen relación con la química, aunque no se utilicen en el sentido
científico correcto. Algunos ejemplos son “electrónica”, “salto cuántico”, “equilibrio”,
“catalizador”, “reacción en cadena” y “masa crítica”. Además, cuando alguien cocina
alimentos, ¡Está haciendo química! Por la experiencia adquirida en la cocina, se sabe
que el aceite no se mezcla con el aguay que el agua se evapora cuando hierve. Los
principios de la química y la física se aplican cuando se utiliza bicarbonato de sodio
para fermentar el pan, se elige una olla de presión para reducir el tiempo de cocción,
entre otras. Todos los días observamos estos cambios sin pensar en su naturaleza
química.
La vida transcurre en el agua, se inició en ella. Cuando los seres vivos,
formados originalmente en mares y lagos, salieron de ellos, llevaron consigo el agua
y la mantuvieron en su interior a toda costa. Aun en los desiertos, animales y
plantas conservan en su interior un medio acuoso en el que viven sus células. Si la
proporción de agua disminuye por debajo de ciertos límites, estas células mueren.
Las membranas de las células sumergidas en estos medios acuosos separan
realmente soluciones en las que hay azúcares, sales y un sin número de moléculas
que se requieren para la vida. Las soluciones y el agua misma tienen funciones
particulares que tienen mucho que ver con la estructura y la función de las
membranas; por tanto es conveniente saber cómo están organizadas. Es muy
importante entender, por ejemplo, cómo es que la membrana constituye una barrera
efectiva entre diversas soluciones, que a fin de cuentas representan conjuntos de
moléculas, y es interesante conocer las reglas más sencillas y generales que rigen su
1
conducta y sus interrelaciones. Después de todo, las moléculas resultan de la
combinación de átomos, y sus propiedades se explican mediante leyes simples de
comportamiento que a su vez tienen origen en la distribución de los electrones de los
átomos que se combinan para formularlas. Por esto es importante revisar primero
las características generales de los átomos, partiendo de la estructura, los diferentes
tipos de valencias que existen y uniones químicas.
2
ESTRUCTURA ATÓMICA
Los primeros humanos distinguían fácilmente entre los materiales para hacer
ropa, instrumentos o bienes para alimentarse. Ellos desarrollaron un lenguaje con
palabras que describían estas cosas, tales como “piel,” “piedra” o “conejo.” Sin embargo,
ellos no tenían nuestro actual conocimiento sobre las sustancias que componen estos
objetos.
Empédocles, un filósofo y científico griego que vivió en la costa sur de Sicilia,
entre los años 492 y 432 AC, propuso una de las primeras teorías que intentaba
describir las cosas que nos rodean. Empédocles argumentó que toda materia se
compone de cuatro elementos: fuego, aire, agua y tierra. La proporción de estos cuatro
elementos afecta las propiedades de la materia. La teoría de Empédocles era muy
estimada, pero tenía varios problemas. Por ejemplo, no importa cuántas veces se rompe
una piedra en dos, las piezas nunca se parecen a ninguno de los elementos tales como el
fuego, el aire, el agua o la tierra. A pesar de estos problemas, la teoría de Empédocles
fue un desarrollo importante del pensamiento científico ya que es una de las primeras en
sugerir que algunas sustancias que parecían materiales puros, como la piedra, en
realidad se componen de una combinación de diferentes “elementos”.
Algunas décadas después de Empédocles, Demócrito, otro griego que vivió del
año 460 al 370 AC, desarrolló una nueva teoría de la materia que trataba de resolver
el problema de su predecesor. Las ideas de Demócrito se basaban en el razonamiento,
en vez de basarse en la ciencia. Demócrito sabía que si uno toma una piedra y la corta
en dos, cada mitad tiene las mismas propiedades que la piedra original. Él infirió que
si uno continúa cortando la piedra en piezas cada vez más pequeñas, llega un
momento en que el pedazo de piedra es tan pequeño que no se lo puede dividir más.
Demócrito llamó a estos pequeños pedazos infinitesimales átomos, lo que quiere
decir, en griego, “indivisibles”. Sugirió que los átomos eran eternos y que no podían
ser destruidos. Demócrito teorizó que los átomos eran específicos al material que los
formaban. Esto quiere decir que los átomos de piedra eran propios a la piedra y
diferentes de los átomos de otros materiales, tales como la piel. Esta era una
extraordinaria teoría que intentaba explicar todo el mundo físico en términos de unas
cuantas ideas.
3
La materia, incluso la que constituye los organismos más complejos, está
constituida por combinaciones de elementos. En la tierra, existen unos 116 elementos.
Muchos son muy conocidos, como el carbono, que se encuentra en forma pura en el
diamante y en el grafito; el oxígeno, abundante en el aire que respiramos; el calcio, que
utilizan muchos organismos para construir caparazones, cáscaras de huevo, huesos y
dientes, y el hierro, que es el metal responsable del color rojo de nuestra sangre.
Una simple unidad de un elemento se denomina átomo. El átomo es la unidad
básica de la materia que compone todo lo que nos rodea. Cada átomo retiene todas las
propiedades químicas y físicas de su elemento matriz. Al final del siglo XIX, los
científicos demostraron que los átomos en realidad estaban compuestos de piezas
“sub-atómicas” pequeñas, lo que erradicó la idea que el átomo parecía una bola de
billar.
Hoy en día podemos definir al átomo como la partícula más pequeña de un elemento que
mantiene su identidad química a través de todos los cambios físicos y químicos, o lo que
es igual:
“la partícula más pequeña que puede intervenir en una reacción química.”
En 1911, Rutherford propuso una visión revolucionaria del átomo. Sugirió que el
átomo consistía de un pequeño y denso núcleo de partículas cargadas positivamente
en el centro (o núcleo) del átomo, rodeado de un remolino de electrones. El núcleo era
tan denso que las partículas alfa rebotaban en él, pero el electrón era tan pequeño, y
se extendía a una distancia tan grande que las partículas alfa atravesaban
directamente esta área del átomo. El átomo de Rutherford se parecía a un pequeño
sistema solar con el núcleo cargado positivamente siempre en el centro y con los
electrones girando alrededor del núcleo. Las partículas cargadas positivamente en el
núcleo del átomo fueron denominadas protones. Los protones contienen un número
igual de cargas, pero de signo opuesto a la de los electrones. Sin embargo los protones
son mucho más grandes y pesados que los electrones.
En 1932, James Chadwick descubrió un tercer tipo de partícula subatómica a la
que llamó neutrón. Los neutrones ayudan a estabilizar los protones en el núcleo del
átomo. Ya que el núcleo es una masa tan compacta, los protones cargados
4
positivamente tienden a rechazarse entre ellos. Los neutrones ayudan a reducir la
repulsión entre los protones y estabilizan el núcleo atómico. Los neutrones siempre
residen en el núcleo de los átomos y son aproximadamente del mismo tamaño que los
protones. Sin embargo, los neutrones no tienen una carga eléctrica, son neutros
eléctricamente.
Luego de las experiencias acumuladas a través de los siglos se ha llegado a la
conclusión de que en el átomo se encuentran dos zonas bien definidas: una central
llamada núcleo atómico compuesto por protones y neutrones y una externa llamada
zona extranuclear donde se encuentran localizados los electrones.
Una característica importante del átomo es su peso o su masa atómica. El peso
de un átomo está aproximadamente determinado por el número total de protones y de
neutrones en el átomo. Mientras que los protones y los neutrones son más o menos
del mismo tamaño, el electrón es más de 1.800 veces más pequeño que estos dos. Es
así que el peso del electrón es irrelevante al determinar el peso del átomo. Es como
comparar el peso de una mosca al peso de un elefante. Normalmente, los átomos
contienen un número igual de protones y de electrones. Ya que las cargas negativas y
positivas se neutralizan, los átomos son eléctricamente neutros.
En cuanto a los electrones podemos afirmar que se encuentran en la zona
denominada extranuclear atraídos por el núcleo, ocupando determinados niveles de
energía y no formando una nube electrónica alrededor de éste. Se puede imaginar a
los niveles de energía de los electrones (también llamados envolturas de electrones)
tal como círculos concéntricos alrededor del núcleo. Normalmente, los electrones
existen en el estado de base, lo cual quiere decir que ellos ocupan los niveles de
energía más bajo posibles (la envoltura de electrones más cerca al núcleo). Cuando se
excita un electrón, como cuando se introduce energía en forma de calor al sistema, el
electrón “salta” a un nivel de energía más alto, y gira en ese nivel de energía más alto.
Después de un corto tiempo, este electrón va a “caerse” espontáneamente al nivel de
energía más bajo, produciendo una energía de luz cuántica. Esto indica que el electrón
sólo puede “saltar” y “caerse” a niveles precisos de energía, emitiendo así un espectro
de luz limitado. Estos niveles están limitados en cuanto al número de electrones que
cada uno puede contener. La capacidad máxima de la primera envoltura o nivel
energético de electrones (la más interna) es de dos electrones. Para cada elemento
con más de dos electrones, el electrón extra residirá en envolturas de electrones
adicionales. Por ejemplo, en la configuración del litio (que tiene tres electrones), dos
electrones ocupan la primera envoltura de electrones y un electrón ocupa la segunda.
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Como hemos dicho anteriormente, uno de los principios fundamentales de la
mecánica cuántica establece que para los electrones de un átomo sólo son posibles
determinados niveles de energía. Por lo tanto los electrones estarán ubicados alrededor
del núcleo en determinados niveles o capas. Estos niveles se enumeran, a medida que
nos alejamos del núcleo, dando al más cercano el valor 1, al inmediato superior el 2, al
siguiente el 3, etc.
A éste número se lo designa como número cuántico principal “n” y es el que
nos indica en que nivel se encuentran los electrones respecto del núcleo, o sea que a
números cuánticos n cada vez mayores estaremos cada vez más alejados del núcleo.
Otro principio de la mecánica cuántica establece que para un determinado número
cuántico principal n o nivel energético n en un átomo, el número máximo de electrones
que puede contener es 2.n2. Por lo tanto podemos decir que un átomo está compuesto
por un núcleo cargado positivamente rodeado por electrones cargados negativamente
los cuales se hallan ubicados en determinadas capas o niveles que admiten un limitado
número de electrones.
Si tenemos en cuenta de que los electrones son atraídos por el núcleo debido a que las
cargas son de diferente signo, (recordemos que cargas de igual signo se repelen y
cargas de diferente signo se atraen) a medida que nos alejamos del núcleo, o lo que es
lo mismo, a medida que n crece, la fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones
irá decreciendo.
Si tenemos un núcleo cargado positivamente y le vamos “agregando” electrones,
estos se irán ubicando de manera de llenar primero los niveles más cercanos al núcleo y,
una vez que estos estén completos, los más alejados, el número máximo de electrones
que puede contener un determinado nivel energético es 2.n2.
6
A su vez, cada nivel energético posee sus electrones distribuidos en subcapas u
orbitales en un número igual a n; Un orbital es una expresión matemática la cual
determina la región del espacio alrededor del núcleo donde es más probable encontrar
los electrones, o sea el sistema será más estable cuando los electrones se encuentren en
esas regiones. Esto significa que para n = 2, no todos los electrones poseen igual
energía sino que difieren. Por lo tanto para el nivel más cercano al núcleo definido como
n = 1, solo será posible un subnivel u orbital llamado orbital s.
Para n = 2 serán posibles 2 subniveles denominados orbitales s y p. Los orbitales se
denominan s, p, d, y f; teniendo diferentes formas en el espacio. El orbital o subnivel s
es de forma esférica respecto al núcleo del átomo, el p puede describirse como pares
de esferas tangentes en el espacio ocupado por el núcleo o sea están dirigidas según los
ejes x, y, y z; denominados por ello orbitales px, py, y pz.
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Al igual que es limitado el número de electrones que admite una capa, lo es
también el que admite una subcapa, así un orbital s admite 2 electrones como máximo,
un p admite 6 electrones ( 2 para px, 2 para py y 2 para pz.), un d 10 electrones y un f
14 electrones.
Se pueden
identificar cada uno de los electrones de un átomo mediante la
combinación de cuatro números denominados números cuánticos. Uno de ellos es el
número cuántico principal n que, como hemos visto, expresa el orden de distancia
ascendente entre el núcleo y la distribución electrónica media y, por tanto, se relaciona
con el orden de las energías de los electrones. Todos los electrones de un átomo pueden
ser perfectamente identificados mediante la combinación de sus 4 números cuánticos.
Los átomos son extremadamente pequeños. Un átomo de hidrógeno (el átomo
más pequeño que se conoce) tiene aproximadamente 5 x 10-8 mm de diámetro. Para
poner esto en perspectiva, habría que tomar casi 20 millones de átomos de hidrógeno
para hacer una línea tan larga como este guión “-“ . La mayoría del espacio ocupado
por un átomo está en realidad vacío porque el electrón gira a una distancia muy
alejada del núcleo. Por ejemplo, si fuésemos a dibujar un átomo de hidrógeno a escala
y usásemos un protón de un centímetro (más o menos del tamaño de este dibujo
, el átomo del electrón giraría a una distancia de 500 m del núcleo. En otras palabras,
el átomo sería:
¡Más grande que una cancha de fútbol!
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Número atómico Z
En química, el número atómico es el número entero positivo que es igual al
número total de protones en un núcleo del átomo. Se suele representar con la letra
Z. Es característico de cada elemento químico y representa una propiedad
fundamental del átomo: su carga nuclear.
En un átomo eléctricamente neutro (sin carga eléctrica neta) el número de protones
ha de ser igual al de electrones. De este modo, el número atómico también indica el
número de electrones y define la configuración electrónica de los átomos.
Número másico A
Es un número entero igual a la suma del número de protones y neutrones
presentes en el núcleo del átomo. Su valor es aproximadamente igual a la masa atómica
y se lo representa como: A.
Z (número atómico) = p (protones) = e (electrones)
Reemplazando tendremos:
A=p+N=Z+N
Donde N es igual al número de neutrones
Si tomamos al elemento sodio como ejemplo tendremos que el átomo de sodio
posee en su núcleo 11 protones y 12 neutrones que son los que determinarán la masa
atómica, rodeados por 11 electrones (recordemos que la carga neta de un átomo es
nula).
Iones
Cuando el número de electrones cambia en un átomo, la carga eléctrica
también cambia. Si un átomo adquiere electrones, adquiere un desproporcionado
número de partículas cargadas negativamente y, de esta manera, se convierte en
negativo. Si un átomo pierde electrones, el balance entre las cargas positivas y
9
negativas cambia en la dirección opuesta y el átomo se convierte en positivo. En
cualquier caso, la magnitud (+1, +2, -1, -2, etc.) de la carga eléctrica corresponderá
al número de electrones adquiridos o perdidos. Los átomos que contienen cargas
eléctricas son denominados iones (independientemente que ellos sean positivos o
negativos), si la carga es positiva se los denomina cationes y si es negativa se los
denomina aniones.
Actividad N° 1
1. Complete el siguiente cuadro:
Elemento
Nº Atómico
Aluminio
13
Nº Protones
Nº Electrones
Nº Neutrones
27
Berilio
4
Bismuto
9
83
209
Calcio
20
Carbono
6
20
6
Flúor
10
Fósforo
Nº Másico
15
19
16
Iodo
53
127
2. Si Z es el número atómico de un átomo de un elemento, y A su número másico, entonces A –Z es
su:
a. Número de neutrones
b. Número de neutrones menos número de protones
c. Número de electrones
3. El núcleo de un átomo consta de 6 protones y 8 neutrones, entonces:
a. Su número atómico es 8
b. Su número másico es 14
c. Su número atómico es 14
d. Su número de electrones es 14
4. Si un ión monoatómico tiene 12 protones, 13 neutrones y 10 electrones, entonces su
carga eléctrica es igual a:
a. +3
b. +2
c. -1
d. -2
e. –3
10
5. Completar la siguiente tabla:
Ión
12
N° de protones
Mg2+
N° de electrones
N° de neutrones
6
19 -
F
10
16
O2-
16
40
Ca2+
10
80
Br-
45
23
12
Na+
La Tabla Periódica de Elementos
En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleyev propuso por primera vez que los
elementos químicos exhibían una “propiedad periódica”. Mendeleyev había tratado de
organizar los elementos químicos de acuerdo a su peso atómico, asumiendo que las
propiedades
de
los
elementos
cambiarían
gradualmente
a
medida
que
éste
aumentaba. Lo que descubrió, sin embargo, fue que las propiedades químicas y físicas
de los elementos aumentaban gradualmente y que repentinamente cambiaban en
ciertos momentos o períodos. Para explicar estas repetitivas tendencias, Mendeleyev
agrupó los elementos en una tabla con hileras y columnas.
La tabla moderna de los elementos se basa en las observaciones de Mendeleyev,
sin embargo, en vez de estar organizada por el peso atómico, la tabla moderna está
organizada por el número atómico (z). A medida que se va de izquierda a derecha en
una hilera de la tabla periódica, las propiedades de los elementos cambian
gradualmente. Al final de cada hilera, ocurre un cambio drástico en las propiedades
químicas y el próximo elemento de acuerdo al número atómico es similar
(químicamente hablando) al primer elemento en hilera que le precede. De esta
manera empieza una nueva hilera en la tabla.
Por ejemplo, el oxígeno(O), el flúor (F) y el neón (Ne) (z = 8, 9 y 10, respectivamente)
son todos gases estables, no-metales a temperatura ambiente. Sin embargo el sodio
(Na, Z = 11), es un metal plateado sólido a temperatura ambiente, tal como el litio (Z
= 3). Por consiguiente, el sodio empieza una nueva hilera en la tabla periódica y se
ubica justo debajo del litio, resaltando de esta manera sus similitudes químicas.
11
Las hileras en la tabla periódica se denominan períodos. A medida que
se va de izquierda a derecha en cierto período, las
propiedades
químicas
de
los
elementos
cambian
pausadamente. Las columnas en la tabla periódica se
denominan grupos. Los elementos en cierto grupo de
la tabla periódica comparten muchas propiedades
químicas y físicas similares.
La Configuración de los Electrones y la Tabla
La naturaleza “periódica” de los elementos se debe a su configuración de
los electrones. Dicho en otras palabras, la manera en la cual los electrones de
los átomos se organizan alrededor de su núcleo, afecta las propiedades del
átomo.
La teoría del átomo de Bohr postula que los electrones no están
localizados arbitrariamente alrededor del núcleo del átomo, sino que ellos se
organizan en envolturas de electrones específicas. Cada envoltura tiene una
capacidad limitada de electrones. A medida que las envolturas más internas se
12
llenan, electrones adicionales residen en envolturas más distantes. La
capacidad de la primera envoltura del electrón es de dos electrones y la de la
segunda envoltura es de ocho. Por consiguiente, en el ejemplo discutido con
anterioridad, el oxígeno, con ocho protones y ocho electrones, contiene dos
electrones en su primera envoltura y seis en su segunda envoltura. El flúor,
con nueve electrones, contiene dos en su primera envoltura y siete en la
segunda. El neón, con diez electrones, contiene dos en la primera envoltura y
ocho en la segunda. Ya que el número de electrones en la segunda envoltura
aumenta, podemos deducir por qué las propiedades químicas cambian
gradualmente a medida que se va del oxígeno hacia el flúor y hacia el neón.
Grupo IA
Litio
VIA
VIIA
VIIIA
Oxígeno
Flúor
Neón
El sodio tiene once electrones. Dos están en la primera envoltura, pero
recordemos que la segunda envoltura sólo puede contener ocho electrones.
El decimoprimer electrón del sodio no cabe ni en su primera envoltura ni en la
segunda. Este electrón reside en una tercera envoltura del sodio.
Razón
por la cual hay un cambio drástico en las propiedades químicas cuando se
va del neón al sodio, se debe a que hay un cambio dramático en la
configuración
de
los
electrones
entre
estos
Sodio (Na)
Configuración electrónica del sodio (C.E.Na): 1s22s22p63s1.
13
dos
elementos.
Actividad N° 2
En la siguiente Tabla Periódica:
A
G
I
B
D
F
H
J
K
C
E
L
M
N
a. Indicar los grupos y periódos
b. Ubicar los bloques s, p, d y f
c. Indicar todos los elementos representativos cuya valencia es 2
d. Los elementos M y N ¿A qué grupo pertenecen?
e. Los elementos C, D, E y F ¿A qué grupo pertenecen?
f.
Agrupar los elementos indicados en la tabla como representativos, transición,
y gases
nobles.
Compuestos
La mayoría de los materiales con los que tenemos contacto son compuestos,
sustancias formadas por una combinación química de dos o más átomos de los
elementos. Una simple “partícula” de un compuesto es llamada una molécula. El agua,
por ejemplo, siempre está compuesta de dos partes de hidrógeno y una parte de
oxígeno. La fórmula química de un compuesto se escribe poniendo los símbolos de los
elementos juntos, sin ningún espacio entre ellos. Si una molécula contiene más de un
átomo de un elemento, se subscribe un número después del símbolo para
mostrar el número de átomos de ese elemento en la molécula. Así, la fórmula
del agua es H2O, nunca HO o H2O2.
Si nos imaginamos los átomos de hidrógeno como esferas azules y los
de
oxígeno
como
esferas
rojas,
éstos
se
unen
para
formar
agua,
esquemáticamente:
La idea de que los compuestos tienen fórmulas químicas definidas fue
propuesta, primero, al final del 1700 por el químico francés Joseph Proust. Éste realizó
varios experimentos y observó que no importaba cómo diferentes elementos
reaccionan con el oxígeno, pues ellos siempre reaccionan en proporciones definidas.
14
Por ejemplo, dos partes de hidrógeno siempre reaccionan con otra parte de
oxígeno al formar agua.
La ley también se aplica a los múltiplos de la proporción fundamental, por ejemplo:
En los ejemplos mencionados, la relación del hidrógeno al oxígeno es de 2 a 1.
Cuando los elementos presentan en exceso las proporciones fundamentales, algunos
de los elementos permanecerán de la misma manera después que haya ocurrido la
reacción química.
Electronegatividad
La electronegatividad mide la tendencia de un átomo a atraer electrones en una
unión química. Es claro que esta tendencia está relacionada con las dos cantidades
definidas anteriormente (energía de ionización y afinidad electrónica), sin embargo,
dado que es una tendencia relativa, puede calcularse de diferentes modos dando lugar
a diferentes escalas. En cualquier escala la electronegatividad irá incrementándose
hacia la derecha y hacia arriba en la tabla periódica.
Es importante comprender las diferencias entre la electronegatividad que indica
sólo una tendencia y cuando un átomo está unido, de las propiedades definidas
anteriormente que se refieren a energías y a átomos aislados. En el tema de enlace
químico se volverá sobre el concepto de electronegatividad. La propiedad antagónica a
15
la electronegatividad se denomina electropositividad y es tomada como representativa
de la propiedad denominada carácter metálico (en realidad, el carácter metálico
incluye otras características como son: conductividad de la corriente eléctrica,
conductividad térmica, etc.); debido a ello, el carácter metálico formalmente aumenta
hacia abajo y hacia la izquierda en la tabla periódica.
Enlace iónico
En este enlace uno de los átomos toma un electrón de la capa de valencia del
otro, quedando el primero con carga negativa por el electrón adicional y el segundo
con carga positiva al perderlo; el enlace se debe a una ley de la física ampliamente
conocida: los polos opuestos se atraen. Cuando un átomo o molécula tiene carga
eléctrica se le conoce como ión, de aquí el nombre.
Por ejemplo un átomo de
Cloro al aceptar 1 e- del Sodio queda cargado
negativamente, forma el ión Cloruro Cl-, (anión) mientras que el Sodio queda con un
electrón menos y forma el catión Na+ (cargado positivamente). Los iones cargados de
manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la
base del enlace iónico, en el ejemplo anterior la sustancia resultante es el Cloruro de
Sodio ClNa (sal común).Miremos la reacción del sodio con el cloro. En su estado
atómico, el sodio tiene un electrón de valencia y el cloro siete.
El cloro, con siete electrones de valencia, necesita un electrón adicional para
completar su envoltura de valencia que tiene ocho electrones. El sodio es más
complicado. Al principio parece que el sodio necesita siete electrones adicionales para
completar su envoltura de valencia. Pero esto le daría al sodio una carga eléctrica de 7 y lo haría altamente desbalanceado en términos del número de electrones (cargas
negativas) relativa al número de protones (cargas positivas). Cuando esto varía, es
mucho más fácil para el sodio renunciar a su electrón de valencia y convertirse en un
+1 ión. Al hacerlo, el átomo de sodio vacía su tercera valencia y entonces la envoltura
externa que contiene electrones, es decir su segunda envoltura, se llena. Esto
concuerda con nuestro postulado anterior de que los átomos reaccionan porque están
tratando de llenar su envoltura de valencia.
Esta característica, es decir la tendencia de perder electrones cuando entran en
reacción química es común a todos los metales. El número de electrones que los
16
átomos de metal perderán (y la carga que ellos adquirirán) es igual al número de
electrones en su envoltura de valencia. Para todos los elementos del grupo A de la
tabla periódica, el número de valencia de electrones es igual al número del grupo.
Los no metales, en comparación, tienden a ganar electrones (o compartirlos)
para completar su envoltura de valencia. Para todos los no metales, excepto el
hidrógeno y el helio, la envoltura de valencia está completa con ocho electrones. Por
consiguiente, los no metales ganan electrones correspondientes a la fórmula = 8 (número de grupo). El cloro, en el grupo 7, ganará 8 - 7 = 1 electrón y formará un -1
ión. El hidrógeno y el helio sólo tienen electrones en su primera envoltura de
electrones. La capacidad de su envoltura es dos. Por consiguiente, el helio, con dos
electrones, ya tiene una envoltura de valencia llena y clasifica dentro del grupo de
elementos que tienden a no reaccionar con otros, como los gases nobles. El hidrógeno,
con un electrón de valencia, ganará un electrón cuando forma un ión negativo. Sin
embargo, el hidrógeno y otros elementos de la tabla periódica denominados
metaloides, pueden efectivamente formar ya sea iones positivos o negativos
correspondientes al número de electrones de valencia que tengan. Por consiguiente, el
hidrógeno formará un +1 ión cuando pierde su electrón y un -1 cuando gana un
electrón.
Características del enlace iónico.
Se rompe con facilidad obteniéndose los iones que lo forman, generalmente
basta disolver la sustancia.
Las substancias con enlaces iónicos son solubles en solventes polares.
Cloruro de sodio disuelto en H2O
17
Enlace Covalente
El segundo tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten
electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia
completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos
comparten electrones. Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya
que ninguno de los elementos que participan en el enlace querrá ganar electrones,
estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia.
La distribución de e- compartidos y no compartidos es lo que determina la
estructura tridimensional de las moléculas. Un buen ejemplo de un enlace covalente es
el que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tienen un
electrón de valencia en su primera capa. Puesto que la capacidad máxima de esta capa
es de dos electrones, cada átomo de hidrógeno "querrá" tomar un segundo electrón.
En un esfuerzo por conseguir un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará
con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. De esta manera, ambos átomos
comparten la estabilidad de una envoltura de valencia. Lo mismo ocurre con el
oxígeno, solo que tiene un enlace doble, con 2 enlaces covalentes.
Enlaces polares y no polares
En realidad, hay dos subtipos de enlaces covalentes. La molécula H2 es un buen
ejemplo del primer tipo de enlace covalente: el enlace no polar. Ya que ambos átomos
en la molécula H2
tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los
electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma
un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan,
se forma un enlace no polar. Los enlaces O-O y C-H son no polares.
Los enlaces covalentes son muy fuertes y su estabilidad poco se afecta por la
presencia de solventes. Un ejemplo típico de enlace covalente es el enlace CarbonoCarbono que se presenta en gran número de compuestos orgánicos. En la práctica, los
orbitales compartidos no se encuentran repartidos de manera equivalente, ya que los
átomos más electronegativos tienden a mantener a los electrones en su cercanía y, por
lo tanto, el orbital molecular de enlace presenta mayor volumen en la vecindad del
átomo electronegativo. Los enlaces covalentes en los que ambos átomos participantes
poseen una electronegatividad semejante (como en los enlaces C-C), no presentan
diferencias en la carga electrónica a lo largo de la molécula, por tanto su carga
eléctrica es también uniforme y se dice que no poseen polaridad.
Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos
entre dos átomos, o difieren en su electronegatividad (poder del átomo en una
18
molécula para atraer electrones). Los enlaces covalentes polares ocurren porque un
átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta
como para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace
polar los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que
tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace polar
covalente es el enlace H-O en la molécula de agua.
Sin embargo, en muchos casos el enlace covalente se forma entre átomos de
distinta electronegatividad y en consecuencia los electrones se agrupan más cerca de
aquel átomo electronegativo, como consecuencia un lado de la molécula es
electrodeficiente (posee carga parcial positiva) y el otro es electrodenso (posee carga
parcial negativa). Este tipo de enlaces se designan como enlaces covalentes polares
y las moléculas con este desbalance de cargas se designan como dipolares.
Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno (dibujados en rojo)
enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El oxígeno, con seis electrones de
valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de valencia.
Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los
electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia envoltura de
valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con cada hidrógeno,
completando la envoltura de valencia H.
Características del enlace covalente
Es muy fuerte y se rompe con dificultad.
Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, tenemos
un enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes
polares. Ejemplo: un enlace O-H
Si la diferencia de electronegatividad es poca, tenemos un enlace no polar y se
favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes no polares. Ejemplo: un
enlace C-H o C-C.
19
Actividad N° 3
1. Esquematice mediante estructuras de Lewis la formación de los siguientes compuestos:
a. Cloruro de calcio (CaCl2)
b. Sulfuro de bario (BaS)
c. Cloruro de sodio (NaCl)
d. Sulfuro de potasio (K2S)
2. Esquematice mediante estructura de Lewis las uniones en las siguientes moléculas de
elementos:
a. Hidrógeno (H2)
b. Cloro (Cl2)
c. Nitrógeno (N2)
3. Esquematice mediante estructura de Lewis las uniones en las siguientes moléculas de
compuestos:
a. Metano (CH4)
b. Amoníaco (NH3)
c. Agua (H2O)
d. Dióxido de carbono (CO2)
4. Desarrolle las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos:
a. Ácido nítrico (HNO3)
b. Ácido carbónico (H2CO3)
c. Anión clorato (ClO3-)
d. Anión sulfato (SO42-)
20
El Mol
El número de átomos o moléculas que intervienen en las reacciones químicas
habituales es enorme, por lo que fue conveniente definir un nuevo término, el mol, para
definir al conjunto formado por un número fijo y grande de entidades químicas
fundamentales, comparables a la cantidad que podría haber en un experimento real. Un
mol de átomos de cualquier elemento está definido como aquella cantidad de sustancia
que contiene el mismo número de átomos como átomos de C existen en exactamente
12g de C (Carbono) puro. Este número se conoce como constante de Avogadro, NA, cuyo
valor es de 6,02 x 1023. De manera simple, el mol representa un número. Tal como el
término 'docena' se refiere al número 12, el mol representa el número 6.02 x 1023.
¡Este si que es un número alto! Mientras que una docena de huevos puede
convertirse en una rica tortilla de huevos, un mol de huevos puede llenar todos los
océanos de la tierra más de 30 millones de veces. Reflexione sobre esto, le tomaría a
10 billones de gallinas poniendo 10 huevos por día más de 10 billones de años poner
un mol de huevos. Por consiguiente, ¿por qué usaríamos para empezar un número tan
alto?
El mol se usa cuando se habla sobre números de átomos y moléculas. Los
átomos y las moléculas son cosas muy pequeñas. Una gota de agua del tamaño del
punto al final de esta oración contendría 10 trillones de moléculas de agua. En vez de
hablar de trillones y cuatrillones de moléculas (y más), es mucho más simple usar el
mol.
Masa molar
Una muestra de cualquier elemento con una masa igual al peso atómico de ese
elemento (en gramos) contiene precisamente un mol de átomos (6.02 x 1023 átomos).
Por ejemplo, el helio tiene un peso atómico de 4.00. Por consiguiente, 4.00 gramos de
helio contienen un mol de átomos de helio. También se puede trabajar con fracciones
(o múltiplos) de los moles:
Ejemplos de la Relación Mol/Peso Usando el Helio
Mol del Helio
Átomos del Helio
Gramos del Helio
1/4
1.505 x 1023
1g
1/2
3.01 x 1023
2g
21
1
6.02 x 1023
4g
2
1.204 x 1024
8g
10
6.02 x 1024
40 g
Otros pesos atómicos están enumerados en la tabla periódica. Para cada
elemento enumerado, que mide una cantidad del elemento igual a su peso atómico en
gramos, se producirá 6.02 x 1023 átomos de ese elemento.
El peso atómico de un elemento identifica la masa de un mol de ese elemento Y
el número total de protones y de neutrones en un átomo de ese elemento. ¿Cómo
puede ser? Examinemos el hidrógeno. Un mol de hidrógeno pesará 1.01 gramos.
Un Átomo de Hidrógeno
Cada átomo de hidrógeno consiste de un protón rodeado de un electrón. Pero
recuerde, el electrón pesa tan poco que no contribuye mucho al peso de un átomo.
Ignorando el peso de los electrones de hidrógeno, podemos decir que un mol de
protones (H núcleo) pesa aproximadamente un gramo. Ya que los protones y los
neutrones tienen aproximadamente la misma masa, un mol de cualquiera de estas
partículas pesará alrededor de un gramo. Por ejemplo, en un mol de helio, hay dos
moles de protones y dos moles de neutrones - cuatro gramos de partículas.
Masa molecular
Si una persona sube con otra sobre una balanza, ésta registra el peso
combinado de ambas personas. Cuando los átomos forman moléculas, los átomos se
unen y el peso de la molécula es el peso combinado de todas sus partes.
Por ejemplo, cada molécula de agua (H2O) tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo
de oxígeno. Un mol de moléculas de agua contiene dos moles de hidrógeno y un mol
de oxígeno.
22
Relación del Mol y el Peso del Agua y de sus Partes
2 moles de H
+
1 mol de O
=
1 mol de agua
Una botella llena con exactamente 18.02g de agua debería contener 6.02 x 1023
moléculas de agua. El concepto de las fracciones y de los múltiplos descrito con
anterioridad, también se aplica a las moléculas. De esta manera, 9.01g de agua
debería contener 1/2 de mol, o 3.01 x 1023moléculas. Se puede calcular el peso
molecular de cualquier compuesto simplemente sumando el peso de los átomos que
conforman el compuesto, teniendo en cuenta los subíndices.
Actividad N° 4
1. ¿Cuál es la masa en gramos de un mol de cada uno de los siguientes elementos?
Calcio, sodio, fósforo, oxigeno, carbono, azufre, hierro, cinc.
2. ¿Cuántos átomos están presentes en 3.14 gramos de cobre?
3. ¿Cuál de las siguientes cantidades tiene mayor masa: 2 átomos de plomo o 5,1 x 10-23 moles de
helio?
4. Calcular la masa molar de cada una de las siguientes sustancias:
a) CH4 (metano)
b) C6H8O6 (ácido ascórbico o vit C)
c) H2SO4 (ácido sulfurico)
d) Hidroxido de calcio ,Ca(OH)2
e) NaNO3, nitrato de sodio
5. ¿Cuantas moléculas de etano (C2H6) están presentes en 0,334 gramos de etano?
6. La urea, (NH2)2CO, se utiliza, entre otras cosas, como fertilizante. Calcule el número de átomos
de N, C, O e H en 1,68 x 104 gramos de urea. ¿Cuántos moles de urea hay en esa misma masa?
23
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
Lavoisier propuso que el nombre de un compuesto debía describir su composición, y es esta norma
la que se aplica en los sistemas de nomenclatura química.
Para iniciar el estudio de la nomenclatura química, el nombre de los compuestos químicos, es
necesario, primero, distinguir entre compuestos inorgánicos y orgánicos.
Los compuestos orgánicos contienen carbono, comúnmente combinado con elementos como
hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre. El resto de los compuestos se clasifica como compuestos
inorgánicos.
Para los efectos de nombrar la gran variedad de compuestos químicos inorgánicos, es
necesario agruparlos en categorías de compuestos. Una de ellas los clasifica de acuerdo al número
de
elementos que forman el compuesto, distinguiéndose así los compuestos binarios y los
compuestos ternarios.
COMPUESTOS BINARIOS
Los compuestos binarios están formados por dos elementos diferentes. Según su composición estos
se clasifican en:
1. ÓXIDOS.
Los óxidos se forman cuando los elementos reaccionan con el oxígeno.
Si el elemento es un metal, se llaman óxidos metálicos, y si el elemento es un no metal se los
denomina óxidos no metálicos.
Óxidos metálicos u óxidos básicos. (Metal + O2)
Nomenclatura Tradicional (NT): se nombra utilizando la función “Oxido” seguido del nombre del
metal, cuando el metal tiene más de una valencia, para denominar a estos óxidos, se agrega al
nombre del metal la terminación "oso" a la menor valencia y "ico" a la mayor valencia.
Numeral Stock (NS) o IUPAC: se escribe el metal seguido de la valencia entre paréntesis y número
romano.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre tradicional
Nombre de Stock
Na2O
Óxido de sodio
Óxido de sódio (I)
CaO
Óxido de calcio
Óxido de cálcio (II)
Al2O3
Óxido de aluminio
Óxido de alumínio (III)
K2O
Óxido potasio
óxido de potasio (I)
FeO
Óxido ferroso
Óxido de hierro (II)
Fe2O3
Óxido férrico
Óxido de hierro (III)
Cu2O
Óxido cuproso
Óxido de cobre (I)
CuO
Óxido cúprico
Óxido de cobre (II)
24
Óxidos no metálicos u oxoácidos. (No Metal + O2)
Para nombrar a estos óxidos se aplica la misma norma que rige para los óxidos metálicos. Un grupo
importante de los óxidos no metálicos puede reaccionar con el agua para dar origen a los
compuestos conocidos como oxoácidos.
En la nomenclatura tradicional para el caso de los Halógenos, grupo VIIA de la tabla periódica (Cl2,
F2, I2 y Br2) se diferencian las valencias del no-metal mediante los sufijos "oso" e "ico" y los prefijos
"hipo" y "per" .
Valencia
Prefijo
Terminación
Ejemplo
+1
Hipo
oso
Cl2O óxido hipocloroso
+3
--
oso
Cl2O3 óxido cloroso
+5
--
ico
Cl2O5 óxido clorico
+7
Per
ico
Cl2O7 óxido perclorico
Ejemplos:
Fórmula
Nomenclatura tradicional
Nomenclatura de Stock (IUPAC)
SO2
Óxido sulfuroso
óxido de azufre (IV)
SO3
Óxido sulfurico
Óxido de azufre (VI)
P2O3
Óxido fosforoso
Óxido fósforo (III)
P2O5
Óxido fosfórico
Óxido de fósforo (V)
Cl2O
Óxido hipocloroso
óxido de cloro (I)
Cl2O3
Óxido cloroso
óxido de cloro
Cl2O5
Óxido clórico
óxido de cloro (V)
Cl2O7
Óxido perclórico
óxido de cloro (VII)
N2O3
Óxido nitroso
Óxido de nitrógeno (III)
N2O5
Óxido nítrico
Óxido de nitrógeno (V)
2. HIDRUROS.
Son compuestos que se formar cuando un elemento reacciona con el Hidrógeno.
En este grupo se pueden distinguir dos subgrupos:
a) Los hidruros metálicos. compuestos formados por hidrógeno y un metal. Donde el hidrógeno
actúa con la valencia – 1, es la excepción para el hidrógeno.
Se les nombra con la palabra genérica "hidruro" seguida del nombre del metal.
Ejemplo:
Fórmula
Nombre
LiH
hidruro de litio
NaH
hidruro de sodio
AlH3
hidruro de aluminio
25
b) Los hidruros no metálicos o hidrácidos. compuestos formados por hidrógeno y un nometal.
Ejemplo:
Fórmula
Nombre estado gaseoso
En medio acuoso
HCl
Cloruro de hidrógeno
Ácido clorhídrico
HBr
bromuro de hidrógeno
Ácido bromhídrico
H2S
Sulfuro de hidrógeno
Ácido sulhídrico
NH3
Amoniaco
Amoníaco
3. SALES BINARIAS.
Estas sales son compuestos binarios que contienen un metal y un no-metal. Se les denomina
utilizando el nombre del no-metal terminado en el sufijo "uro" y colocando a continuación el
nombre del metal; mediante un número romano se indica el estado de oxidación del metal
cuando éste presenta más de una valencia.
Ejemplo:
Fórmula
Nomenclatura tradicional
Nomenclatura de Stock
KBr
Bromuro de potasio
Bromuro de potasio (I)
NaCl
Cloruro de sodio
Cloruro de sodio (I)
FeCl2
Cloruro ferroso
Cloruro de hierro (II)
FeCl3
Cloruro férrico
Cloruro de hierro (III)
CuS
Sulfuro cúprico
Sulfuro de cobre (II)
COMPUESTOS TERNARIOS
Se llaman compuestos ternarios a aquellos que están formados por tres elementos diferentes. Este
conjunto de compuestos, igual que los binarios, incluye sustancias que pertenecen a funciones
diferentes. Las más importantes son:
1) Hidróxidos .
2) Ácidos oxigenado u oxiácidos.
3) Sales derivadas de los ácidos oxigenados.
1. FORMULACIÓN Y NOMENCLATUAR DE HIDRÓXIDOS.
La fórmula general de los hidróxidos es: M(OH)n , donde "n" indica el número de grupos OH
unidos al metal y coincide con la valencia del metal.
Se forman a partir de la reacción entre un óxido metálico y el agua.
EJEMPLO: Escribir la fórmula del hidróxido de aluminio.
a) se escribe el símbolo de Al y el grupo OH encerrado entre paréntesis: Al(OH)
b) se intercambian las valencias: Al1(OH)3
c) se suprime el subindice 1: Al(OH)3
26
Para nombrar los hidróxidos se utiliza la palabra "hidróxido" seguida del nombre del metal.
Ejemplo.
Fórmula
Nomenclatura tradicional
Nomenclatura de Stock
KOH
Hidróxido de potasio
Hidróxido de potasio (I)
Ca (OH)2
Hidróxido de calcio
Hidróxido de calcio (II)
Al(OH)3
Hidróxido de aluminio
Hidróxido de aluminio (III)
Fe(OH)2
Hidróxido ferroso
Hidróxido de hierro (II)
Fe(OH)3
Hidróxido férrico
Hidróxido de hierro (III)
2. FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE ÁCIDOS OXIGENADOS U OXÁCIDOS.
Los oxiácidos está constituidos por H, un no-metal y O. Para escribir las fórmulas de los
oxiácidos, los símbolos de los átomos se anotan en el siguiente orden:
1º el símbolo de los átomos de hidrógeno.
2º el símbolo del elemento central, que da el nombre al oxiácido.
3º el símbolo del oxígeno.
Cada uno con su subíndice respectivo: HnXOm
La mayoría de los oxiácidos se pueden obtener por la reacción de un óxido no metálico con agua.
Por esto, para nombrarlos, se cambia la palabra "óxido" por "ácido". En la Nomenclatura
tradicional la terminación del no metal que forma el óxido se cambia
por:
OSO
→
ITO ICO → ATO
En la Numeral Stock se nombra al no metal con terminación “ato” seguido de la valencia escrita
en número romanos y entre paréntesis, de hidrógeno.
Ejemplo:
SO3
+
H2O
Óxido sulfurico
ácido sulfúrico
Óxido de azufre (VI)
Sulfato (VI) de hidrógeno
Cl2O3
Óxido cloroso
Óxido de cloro (III)
+
H2O
H2SO4
H2Cl2O4 = HClO2
ácido cloroso
clorato (III) de hidrógeno
3. FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE LAS OxoSALES.
El procedimiento para establecer la fórmula de una sal ternaria, es análogo al utilizado para las sales
binaria, la diferencia fundamental radica en que en este caso al reemplazar el hidrógeno, quedan dos
elementos para combinarse con el metal.
Se forman al reaccionar un hidróxido y un oxoácido.
27
Una forma simple de determinar la fórmula de la sal es la siguiente:
EJEMPLO:
1)
H 2 SO 4 → 2 H
+
+ SO 42 +
Fe +3 + SO 4−2 → Fe 2 (SO 4 )3
2) HNO 3 → H
+
+ NO 3−
NO 3− + Na + → NaNO
3
Para nombrar las sales ternarias, simplemente se cambia el sufijo del ácido que las origina, de la
siguiente forma:
Fórmula
Sistema tradicional
Sistema de Stock
Fe2(SO4)3
sulfato férrico
sulfato (VI) de hierro (III)
Na (NO3)
nitrato de sodio
nitrato(V) de sodio (I)
Al(ClO4)
perclorato de aluminio
clorato (VII) de aluminio (III)
Cu(NO2)2
nitrito cúprico
nitrato (III) de cobre (II)
Ni (IO)3
hipoyodito niquélico
yodato (I) de niquel (III)
Actividad N° 5
1. A partir del óxido correspondiente, escriba la ecuación química para la obtención de las
siguientes bases:
a. Hidróxido de sodio
b. Hidróxido de calcio
c. Hidróxido de níquel (II), hidróxido niquelico
d. Hidróxido mercurioso, Hidróxido de mercurio (II)
2.
Nombrar los siguientes óxidos ácidos:
a. I2O; I2O3; I2O5; I2O7
b. P2O3; P2O5
c. SO2; SO3
d. N2O3; N2O5
3. A partir del óxido correspondiente, escriba la ecuación química para la obtención de los
siguientes oxácidos:
a. Ácido sulfuroso, sulfato (VI) de hidrógeno
b. Ácido hipocloroso, ácido cloroso, ácido clórico, clorato (VII) de hidrógeno
c. Nitrato (III) de hidrógeno, ácido nítrico
28
4.
Escriba el nombre de los siguientes compuestos, identificando a qué grupo de oíxdos
pertenece o deriva.
Fórmula
IUPAC – Tradicional
Óxido básico Óxido ácido
Na2O
SO3
Li2O
CaO
HBrO4
Al2O3
H2SO3
Cu(OH)2
I2O3
Zn(OH)2
5.
Escriba el nombre de las siguientes sales identificando a qué grupo de sales pertenece.
Formula
Tradicional
Oxosal
Na2CO3
K2SO4
BaSiO3
MgS
Ca(NO3)2
K3PO4
CuSO4
KI
Fe(NO3)3
Al2(SO3)3
CaF2
Na2SO4
Cu(BrO3)2
29
Sales binarias
QUÍMICA ORGÁNICA
En química orgánica se estudian los compuestos que tienen enlaces C-C y
C-H, también se la denomina química del carbono.¿ Por qué se dedica toda una
rama de la química al comportamiento de compuestos formados por un solo
elemento ?. La respuesta consta de dos partes: 1) hay muchos más compuestos
que contienen carbono en la naturaleza con respecto a los que no lo contienen, y
2) las moléculas que contienen carbono son mucho más grandes y complejas.
Originariamente, se empleaba el término orgánico para describir los compuestos
que provenían de plantas o animales. En 1828, Friedrich Wöhler sintetizó la urea
al calentar a ebullición cianato de amonio en agua.
NH4OCN
H2N-CO-NH2
Cianato de amonio
Inorgánico
Urea
Orgánico
Así desmintió la teoría de la fuerza vital, que decía que los compuestos
orgánicos solo podían ser formados por seres vivos. En la actualidad muchos
compuestos orgánicos se fabrican a partir de material inorgánico.
La química orgánica forma parte de todos los aspectos de la vida. Toda la
vida se basa en la interrelación de miles de sustancias orgánicas ( desde
compuestos sencillos como azúcares, aminoácidos y grasas, hasta compuestos
mucho más complejos como las enzimas que caracterizan las reacciones
químicas vitales y las enormes moléculas de ADN que llevan la información
genética de una generación hasta la siguiente ). Los alimentos (incluyendo
muchos aditivos), la ropa, los plásticos, medicinas, combustibles, venenos,
detergentes y jabones proceden de la química orgánica.
El carbono tiene cuatro electrones en su capa más externa y forma cuatro
enlaces. El carbono tiene una característica exclusiva entre los elementos, por lo
que se refiere al grado en que se enlaza con los diversos compuestos que forma.
La capacidad de un elemento de enlazarse consigo mismo se denomina
concatenación ( "formación de cadenas" ). Los átomos de carbono se concatenan
30
para formar cadenas largas, cadenas ramificadas y anillos que también pueden
tener cadenas unidas a ellos. Se conocen millones de compuestos de este tipo.
A continuación veremos los compuestos orgánicos más sencillos o
hidrocarburos que solamente contienen carbono e hidrógeno.
HIDROCARBUROS SATURADOS
Los hidrocarburos saturados son aquellos que solo contienen enlaces
sencillos. EL petróleo y el gas natural están formados en su mayoría por
hidrocarburos de este tipo.
Alcanos
Los hidrocarburos saturados o alcanos son compuestos en los cuales cada
átomo de carbono está enlazado con otros cuatro átomos más. Cada átomo de
hidrógeno se encuentra unido a un átomo de carbono. El alcano más sencillo es
el llamado metano
(CH4) cuya molécula presenta estructura tetraédrica del
carbono.
El etano (C2H6) es el siguiente hidrocarburo saturado más sencillo. Su estructura
es bastante similar a la del metano, dos átomos de carbono comparten un par de
electrones y a su vez cada átomo de carbono comparte un par de electrones con
cada uno de los tres átomos de hidrógeno. Ambos átomos de carbono poseen
3
hibridación sp . Puede visualizarse la formación del etano a partir de dos
moléculas de metano, retirando un átomo de hidrógeno ( y su electrón ) de cada
molécula de CH4 y después uniendo los fragmentos.
El siguiente compuesto de la serie es el propano (C3H8) el cual resulta de
agregar el grupo -CH2- en medio del etano.
El compuesto que posee 4 átomos de carbono se denomina butano (C4H10)
y presenta dos estructuras llamadas isómeros. Ambas estructuras corresponden
a las dos maneras en que se puede representar al butano. Si el compuesto forma
una cadena recta se lo denomina n-butano o butano normal, en el cual no hay
ramificación. Si en cambio posee un grupo -CH3 (metilo) como ramificación
producto de la sustitución de un hidrógeno central del propano, el compuesto se
31
denomina 2-metil propano o Isobutano y es el hidrocarburo ramificado más
sencillo.
Las fórmulas de los hidrocarburos saturados pueden escribirse en términos
generales como:
CnH2n+2
Donde n representa el número de átomos de carbono de la molécula. De lo dicho
podemos deducir que cada alcano se diferencia del siguiente de su serie por la
adición de un grupo metileno -CH2-. La serie de compuestos en la cual cada
miembro difiere del siguiente por un número específico y tipo de átomos se llama
serie homóloga. Las propiedades de los miembros de una serie homóloga son
muy similares.
El método sistemático que se utiliza para nombrar los alcanos fue impuesto por
IUPAC. Es preciso aprender de memoria los nombres de los primeros cuatro
compuestos, los restantes tienen prefijos (griegos) que indican el número de
átomos de carbono de la molécula. Todos los nombres de los alcanos terminan
en -ano.
Se ha dicho que existen dos hidrocarburos C4H10 saturados, para el caso
del pentano existen tres ordenamientos posibles de átomos. Se conocen tres
pentanos diferentes.
Este tipo de isomería llamada estructural, aumenta con rapidez conforme se
incrementa el número de átomos de carbono en los hidrocarburos saturados. En
la tabla 3 pueden observarse el número de isómeros de algunos hidrocarburos
saturados, la mayoría no se han aislado por lo que su existencia es solamente
teórica.
Fórmula
C9H20
Número de Isómeros posibles
35
C10H22
75
C11H24
159
C12H26
355
C13H28
802
32
Fórmula
Molecul
ar
C14H30
1.858
C15H32
4.347
C20H42
366.319
C25H52
36.797.588
C30H62
4.111.846.763
Nombre
IUPAC
p.
p. Fusión (
Estado
Ebullición
ºC )
físico
( ºC )
CH4
Metano
-161
-184
C2H8
Etano
-88
-183
C3H8
Propano
-4,2
-188
C4H10
Butano
0,6
-138
C5H12
n-pentano
36
-130
C6H14
n-hexano
69
-94
C7H16
n-heptano
98
-91
C8H18
n-octano
126
-57
C9H20
n-nonano
150
-54
C10H22
n-decano
174
-30
C11H24
n-undecano
194,5
-25,6
C12H26
n-dodecano
214
-9,6
C13H28
n-tridecano
234
-6,3
C14H30
n-tetradecano
252,5
5,5
C15H32
n-pentadecano
270,5
10
C16H34
n-hexadecano
287,5
18
C17H36
n-heptadecano
303
22,5
C18H38
n-octadecano
317
C19H40
n-nonadecano
330
C20H42
eicosano
205
33
Gaseosos
Líquidos
Sólido
Sólidos
ALQUILOS
Los grupos alquilos se consideran fragmentos de una molécula de
hidrocarburo saturado o no saturado al cual se le ha eliminado un hidrógeno. Se
les dan nombres relacionados con los hidrocarburos de los cuales derivan con la
terminación ilo
Hidrocarburo Principal
Grupo alquilo
CH4 ( Metano )
CH3- ( Metilo )
C2H6 ( Etano )
CH3-CH2- ( Etilo )
C3H8 ( Propano )
CH3-CH2-CH2- ( n-Propilo )
CH3-CH-CH3 ( Isopropilo )
Tabla 5
NOMENCLATURA DE LOS HIDROCARBUROS SATURADOS
Anteriormente detallamos los nombres asignados para los diferentes
alcanos o parafinas. A continuación enumeraremos las reglas a seguir para
denominar los hidrocarburos de cadena ramificada:
1.- Encontrar la cadena continua más prolongada de átomos de carbono.
2.- Numerar los átomos de carbono de la cadena comenzando por el extremo que
se encuentra más cercano a la ramificación.
3.- Asignar los números (posición) y nombre de los sustitutos o ramificaciones.
4.- La denominación termina siempre con el nombre correspondiente a la cadena
principal o más larga.
CH3

CH3-CH-CH2-CH2-CH3
1
2
3
4
2 - metil pentano
5
34
CH3
CH3


CH3-CH-CH2-CH-CH2-CH2-CH2-CH3
1
2
3
4
5
6
7
2 - 4 Dimetil octano.
8
HIDROCARBUROS NO SATURADOS.
Recordemos que se denominaban hidrocarburos saturados a aquellos
que poseían el número máximo de átomos de hidrógeno. Para el caso de los
hidrocarburos no saturados esto no se cumple, esto es, están formados también
por carbono e hidrógeno pero no contienen el número máximo de átomos de
hidrógeno posibles.
Existen tres tipos de hidrocarburos no saturados: 1) los alquenos y sus
contrapartes cíclicas, cicloalcanos, 2) los alquinos y 3 ) los hidrocarburos
aromáticos.
Alquenos u olefinas
Los alquenos contienen un doble enlace entre dos átomos de carbono
en su molécula ( C=C ). Su fórmula general, o sea la que caracteriza a la serie
homóloga, es:
CnH2n
Conviene recordar que los cicloalcanos también presentan la misma
fórmula general pero son saturados pues no pueden admitir más átomos de
hidrógeno en su molécula. Las raíces de los nombres de los alquenos derivan de
los alcanos que poseen el mismo número de átomos de carbono que la cadena
más larga que posee el doble enlace. En el sistema común ( trivial ) de
nomeclatura se añade el sufijo -ileno a la raíz característica. En la nomenclatura
sistemática ( IUPAC ) se añade el sufijo -eno a la raíz característica. En cadenas
de cuatro o más átomos de carbono la posición del doble enlace se indica con un
prefijo numérico que indica el átomo de menor número con el doble enlace, esto
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es así pues solo hay una posición posible para el doble enlace en el caso de
cadenas de dos o tres átomos de carbono.
CH2 = CH2
CH3 - CH = CH2
CH3 - CH2 - CH = CH2
4
Eteno
3
2
propeno
1
1-buteno
CH3 - CH = CH - CH3
CH3 - C = CH2

CH3
2-buteno
metilpropeno
( isobutileno )
Al nombrar los alquenos se da preferencia al doble enlace (posicional) con
respecto a los sustitutos sobre la cadena de hidrocarburo. Se le asigna el número
más bajo posible.
CH3 - CH2 - C = CH2

CH3
CH3 - CH = CH - CH - CH3

CH3
2 - metil - 1 - buteno
4 - metil - 2 – penteno
Algunos alquenos llamados polienos tiene dos o más dobles enlaces
carbono - carbono en su molécula. Se emplean los sufijos -adieno, -atrieno para
indicar el número de dobles enlaces que poseen.
CH2 = CH - CH = CH2
CH3 - CH = C = CH2
1
4
2
3
4
1,3 - butadieno
3
2
1
1,2 – butadieno
El 1,3-butadieno y moléculas similares que contienen dobles y simples enlaces
alternados se describen como dobles enlaces conjugados. Estos compuestos
revisten interés desde el punto de vista de su polimerización.
La polimerización es la combinación de muchas moléculas pequeñas para formar
moléculas
de
gran
tamaño
(polímeros).
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Un
ejemplo
importante
es
la
polimerización del etileno en presencia de catalizadores especiales forma una
molécula formada por 800 o más átomos de carbono denominada polietileno.
Una reacción similar desarrolla el propileno para formar polipropileno.
catalizador
n CH2 = CH2
(- CH2 - CH2 -) n
etileno
polietileno
En este caso el polietileno es un polímero del etileno el cual se denomina
monómero o unidad repetitiva. El teflón deriva de la polimerización del
tetrafluoroetileno:
catalizador
nCF2 = CF2
-(-CF2 - CF2 -)Teflón
El hule natural se obtiene de la savia del árbol llamado hule o caucho, es un
hidrocarburo polimérico que se forma por combinación de cerca de 2000
moléculas de 2-metil-1,3-butadieno o isopreno.
2n CH2 = C - CH = CH2
CH2-)-n

CH3
-(- CH2 - C = CH - CH2 - CH2 - C = CH 
CH3
isopreno

CH3
hule natural
Este compuesto se somete a un proceso llamado de vulcanización en el cual
se agrega azufre y se lo calienta a temperaturas cercanas a los 140 ºC.
Un hule sintético es el llamado neopreno cuya unidad estructural o
monómero es el cloropreno, la diferencia con el isopreno es que contiene un cloro
en vez de un metilo como ramificación de la cadena no saturada.
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PROPIEDADES QUÍMICAS.
La
mayor
reactividad
de
los
alquenos
respecto
de
los
alcanos
correspondientes es debida a la presencia de la doble ligadura. Dentro de las
reacciones que presentan encontramos:
1.- Reacciones de adición.
2.- Reacciones de oxidación.
En el primer caso se pueden adicionar al doble enlace grupos atómicos iguales o
diferentes.
CH2= CH2
+
Cl-CH2  CH2-Cl
Cl2
1,2 dicloro etano
CH2 = CH2 + H2
CH3  CH3
Etano
Este tipo de reacción también se desarrolla cuando reacciona con el iodo.
Esto se ocupa para la determinación del " índice de iodo " que es una
característica de grasas y aceites. También el oxígeno oxida a nivel del doble
enlace provocando la ruptura del compuesto dando como resultado una mezcla
de aldehídos y ácidos orgánicos. Como ejemplo de adición de grupos atómicos
diferentes tenemos el caso de la hidratación del doble enlace que producirá el
-
agregado de un grupo OH sobre uno de los carbonos que contienen el doble
+
enlace y un H sobre el otro.
ISOMERÍA GEOMÉTRICA
Para el caso de los alquenos, la existencia de un doble enlace entre dos
átomos de carbono determina que, a diferencia de los alcanos, en estos
compuestos no sea posible la libre rotación alrededor del doble enlace. Si son
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reemplazados dos hidrógenos de los átomos de carbono que poseen la doble
ligadura serán posibles dos isómeros estructuralmente diferentes. En uno los
grupos estarán del mismo lado del plano determinado por el doble enlace, y en el
otro estarán de lados opuestos. Estos dos compuestos serán pues, isómeros,
llamándose en el primer caso isómero cis y en el otro trans. A este tipo de
isomería se la denomina isomería geométrica.
ALQUINOS
Los Alquinos o hidrocarburos acetilénicos contienen enlaces triples entre
átomos de carbono. Su fórmula general es:
CnH2n-2.
Se los nombra al igual que los alcanos añadiendo el sufijo -ino a la raíz
característica. El primer miembro de la serie es el etino o acetileno, es inestable
y se descompone a altas presiones en carbono e hidrógeno.
En este caso el triple enlace tiene preferencia de posición respecto de los
sustitutos de la cadena de carbonos de manera tal que se asigna el número más
bajo posible. En las lámparas de acetileno este compuesto se forma por agregado
de agua al carburo de calcio; a continuación el acetileno se quema en presencia
de oxígeno en cuyo caso la llama alcanza los 3000 ºC. Esto hace que se lo utilice
para soldar y cortar metales.
CH ≡ CH
CH3 −C ≡ CH
CH3 − CH2 – C ≡ CH
propino
1 - butino
CH3 – C ≡ C−
−
CH3
etino
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2 - butino
HIDROCARBUROS AROMÁTICOS.
Originalmente se denominaba aromático a sustancias de olor agradable. En
la actualidad esta palabra indica al benceno y sus derivados, así como también a
compuestos que tienen propiedades químicas similares. Algunos poseen olor
agradable y otros no debido a sustitutos en el anillo bencénico; por otra parte
existen compuestos de olor agradable que no contienen anillos bencénicos.
BENCENO
El benceno es el hidrocarburo aromático más sencillo. Fue descubierto por
Faraday como un subproducto de la fabricación de gas de alumbrado a partir del
aceite de ballena. Su fórmula molecular es C6H6, esto hace suponer que la
molécula es altamente no saturada pero con propiedades diferentes a las de los
alquenos y alquinos.
Benceno
Forma esquemática.
Existen además ciertos compuestos llamados de condensación tales como el
naftaleno, antraceno y fenantreno. En estos casos no existen átomos de
hidrógeno unidos a los átomos de carbono que participen de la fusión de los
anillos aromáticos. Muchos compuestos que se encuentran en la naturaleza
contienen este tipo de anillos fundidos.
naftaleno
antraceno
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fenantreno
Actividad N° 6
1. Completar el siguiente cuadro indicando la nomenclatura correspondiente a cada
compuesto
2. Escribir la fórmula desarrollada de los siguientes compuestos
a. 2,2,3,5,-tetrametilheptano
b. 3,3,6-Trietil-6-metiloctano
c. 3,3-Dietil-2,5,-dimetilhexano
d. 7-Etil-4-isopropil-2,7-dimetildecano
e. 5-Etil-2,6-dimetil- 2,3,4 octatrieno
f. 8,8,9,9-Tetrametil-3,6-decadieno
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3.
Completar el siguiente cuadro indicando los nombres de los compuestos:
4. Calcular cuantos gramos de etano se necesitan para obtener 10 gramos de dióxido de
carbono por combustión completa del mismo. Rta: 3,4 gramos de etano
C2H6
5.
+ 7/2 O2 -------
2 CO2 + 3 H2O
El buteno por hidrogenación forma el butano. Si hago reaccionar 5 moles de eteno
con hidrógeno en exceso, ¿cuantos moles de etano se forman?. Rta: 5 moles
C4H8 + H2 ------
C4H10
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