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COLEGIO DE BACHILLERES
QUÍMICA II
Colaborador
Revisión de Contenido
Rosa Martha Chávez Maldonado
Genaro Cisneros Vargas
M. Sergio Ríos Carbajal
Gabriel Roca Niño
Javier Zaldívar González
Asesoría Pedagógica
Alejandro González Villleda
Diseño Editorial
Leonel Bello Cuevas
Javier Darío Cruz Ortiz
COLEGIO
DE
BACHILLERES
QUÍMICA II
FASCÍCULO 1. ESTRUCTURA ATÓMICA
Autores: Reyna Dalia Campos Vargas
Lourdes Castro Buendía
José Guadalupe Monroy
David Nahón Vázquez
C O L E G IO D E
B A C H IL L E R E S
Colaborador
Rosa Martha Chávez Maldonado
Asesoría Pedagógica
Alejandro González Villleda
Revisión de Contenido
Genaro Cisneros Vargas
M. Sergio Ríos Carbajal
Gabriel Roca Niño
Javier Zaldívar González
Diseño Editorial
Leonel Bello Cuevas
Javier Darío Cruz Ortiz
2
ÍNDICE
INTRODUCCIÓN
CAPÍTULO 1. CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE
COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO
9
PROPÓSITO
11
1.1 LEYES PONDERALES
13
1.1.1 Ley de la Conservación de la Masa
(Antoine Laurent Lavoisier)
1.1.2 Ley de los Pesos Equivalentes (Jeremías
Benjamín Richter)
1.1.3 Ley de las Proporciones Constantes o Definidas
(Joseph Louis Proust)
a) Composición centesimal
1.1.4 Ley de las Proporciones Múltiples (John Dalton)
1.2 TEORÍA ATÓMICA
13
22
24
29
30
35
1.2.1 Aspectos Históricos
a) La teoría atómica y las leyes ponderales
b) Pesos atómicos relativos (masa atómica)
35
36
36
1.2.2 Cálculos Estequiométricos
a) Masa Molecular (suma de moléculas)
b) Masa Molar
c) Fórmula Química
d) Fórmula Mínima (empírica)
e) Fórmula Molecular
38
38
40
43
44
46
RECAPITULACIÓN
ACTIVIDADES INTEGRALES
AUTOEVALUACIÓN
3
49
50
53
CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS
NUCLEARES
55
PROPÓSITO
57
2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA
59
2.1.1 Carga Eléctrica
2.1.2 Tubo de Rayos Catódicos
a) Características de los rayos catódicos
b) Electrón (primera partícula subatómica)
c) Protón (segunda partícula subatómica)
d) Modelo atómico de Thomson
2.2 RADIACTIVIDAD
59
62
63
65
66
67
76
2.2.1 Antecedentes Históricos
2.2.2 Modelo Atómico de Rutherford
a) Postulado del modelo atómico de Rutherford
2.2.3 Modelo Atómico de Bohr
a) Espectros
b) El átomo de Bohr
c) Modelo Atómico de Bohr -Sommerfeld
2.2.4 Configuración Electrónica
a) Espín
b) Configuración electrónica y la tabla periódica
2.3 FENÓMENOS NUCLEARES
2.3.1 Isótopos
a) Isótopos y sus aplicaciones
2.3.2 Neutrón
2.3.3 Energía de Amarre
2.3.4 Fisión Nuclear
a) Reactor Nuclear
2.3.5 Fusión Nuclear
RECAPITULACIÓN
ACTIVIDADES INTEGRALES
AUTOEVALUACIÓN
4
76
77
78
80
81
85
94
96
99
101
105
105
106
106
108
108
109
110
116
117
121
RECAPITULACIÓN GENERAL
123
ACTIVIDADES DE CONSOLIDACIÓN
124
AUTOEVALUACIÓN
126
GLOSARIO
128
BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA
132
5
INTRODUCCIÓN
Desde épocas remotas, posiblemente desde los griegos, el ser humano se ha visto en
una constante lucha por comprender ciertos aspectos de la naturaleza, tales como
querer saber cómo está hecha la materia o si una muestra de hierro se puede dividir
infinitamente, sin que dejen de ser hierro, éstos y otros dilemas son los que siempre le
han preocupado al hombre.
En este sentido, el fascículo tiene como objetivo que reconozcas la estructura del átomo
y lo identifiques como la unidad básica en la materia: para lograr lo anterior deberás
llevar a cabo experimentos relacionados con las leyes ponderables y las propiedades
electromagnéticas, revisar el modelo atómico de Bohr, y realizar cálculos
estequiométricos; todo lo anterior te podrá servir para comprender, cuantificar e
interpretar el comportamiento de la materia y contar con los antecedentes necesarios
para iniciar el estudio de los enlaces químicos.
A partir de lo anterior, el fascículo se encuentra dividido en dos capítulos:
En el capítulo 1, titulado, “CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y
LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO”, revisaremos las leyes ponderales (ley de la
conservación de la masa, ley de los pesos equivalentes, ley de las proporciones
constantes y la ley de las proposiciones múltiples) que dieron origen a la teoría Atómica.
Posteriormente, nos centraremos en cómo se estableció dicha teoría y en el cálculo de
las diferentes variables que influyen en el comportamiento del átomo.
En lo que se refiere al capítulo 2, “ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS
NUCLEARES”, haremos mención al principio de los rayos catódicos, la existencia del
electrón (partícula negativa) y el protón (partícula positiva). Posteriormente hablaremos
del primer modelo atómico (“pastel de pasas”), el cual sirvió como base para realizar
experimentos en la emisión de radioactividad. Como tercer tema revisaremos el modelo
atómico de Niels Bohr, y su propuesta sobre los niveles de energía. Por último, te
daremos a conocer cuáles son los usos y/o aplicaciones, de este modelo, así como los
cambios que puede sufrir el núcleo atómico, como son la fusión y la fisión.
7
CAPÍTULO 1
CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y
LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO
1.1 LEYES PONDERALES
1.1.1 Ley de la Conservación de la Masa
1.1.2 Ley de los Pesos Equivalentes
1.1.3 Ley de las Proporciones Constantes o Definidas
1.1.4 Ley de las Proporciones Múltiples
1.2 TEORÍA ATÓMICA
1.2.1 Aspectos Históricos
1.2.2 Cálculos Estequiométricos
9
PROPÓSITO
Con la lectura de este capítulo conocerás cuál es la Teoría Atómica, esto lo lograrás a
partir de la revisión: de las leyes ponderables y su aplicación en experimentos; Modelo
Atómico de Bohr, realizando cálculos estequiométricos en la Teoría Atómica. El conocer
lo anterior te permitirá reconocer la existencia del átomo y contar con antecedentes
para iniciar el estudio de la estructura atómica.
11
12
CAPÍTULO 1. CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS
COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL
ÁTOMO
1.1 LEYES PONDERALES
Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que se descubrieron mediante la
experimentación y hacen referencia a las relaciones que, en una reacción química,
cumplen los pesos de las sustancias reaccionantes y de los productos de la reacción.
Estas leyes son:
x Ley de la conservación de la masa o de Lavoisier.
x Ley de los pesos equivalentes propuesta por Richter.
x Ley de las proporciones constantes o definidas de Proust.
x Ley de las proporciones múltiples debida a Dalton.
1.1.1 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (ANTOINE LAURENT LAVOISIER)
La explicación de los extraños cambios de peso durante la combustión se tuvo que
buscar en los gases que aparecían o desaparecían mientras se formaban nuevas
sustancias. Pese al lento desarrollo de su estudio, desde Jean Baptista Van Helmont
(1577-1644) hasta George Ernest Sthal (1660-1734), no se había intentado tomarlos en
cuenta. Pensando en los cambios de peso durante la combustión, los investigadores
sólo tenían ojos para los sólidos y los líquidos. Las cenizas eran más ligeras que la
madera, pero; ¿qué ocurría con los vapores liberados por la madera ardiente?. Éstos no
se consideraban.
13
Figura 1. Combustión de un tronco de madera.
Antes de poder subsanar estas deficiencias era preciso que los químicos se
familiarizaran más con los gases. Es por ello que el estudio de los mismo es tan
importante en la Química (véase fascículo 2 de Química I).
Si se pesa una vela de parafina, se enciende y deja consumir durante
cierto tiempo en presencia del aire. Posteriormente se vuelve a pesar la
vela, encontrándose un aparente cambio de peso. ¿Qué habrá
sucedido?. ¿Se habrá destruido la materia?.
Por otro lado, si se pesa un clavo de hierro, posteriormente se expone al
aire húmedo durante un periodo largo de tiempo. Después de este período
se pesa el clavo y se registra un aumento, aparente, de peso. ¿Ante este
cambio químico podríamos decir que se creó la materia?.
Figura 2. Antoine L. Lavoisier (1743-1794), científico francés que aplicó la Cuantificación a la Química, la que lo llevó a
proponer la Ley de la Conservación de la Materia.
14
Desde el principio de sus investigaciones, Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794)
reconoció la importancia de las mediciones precisas. Lavoisier, siendo más sistemático,
utilizó la cuantificación como instrumento para derribar viejas teorías que
entorpecían el progreso de la Química, ya que aún en 1770 existían científicos que
seguían aceptando la vieja concepción griega de los cuatro elementos y de la
transmutación ya que, por ejemplo, el agua se transformaría en tierra, calentándola
durante mucho tiempo.
Durante 101 días, Lavoisier hirvió agua en un aparato que condensaba el vapor y lo
devolvía al matraz, de manera que en el transcurso del experimento no se perdía
sustancia alguna (pesó el agua y el recipiente, antes y después del experimento).
El sedimento (la tierra) apareció, pero el agua no varió de peso durante la ebullición. Sin
embargo, una vez extraído el sedimento, resultó que el matraz pesaba menos,
justamente lo que pesaba el sedimento. Es decir, el sedimento no era agua convertida
en tierra, sino vidrio atacado por el agua caliente y precipitado como sedimento.
De manera similar, Lavoisier estudió la combustión, fenómeno que era problemático
explicar para la Química del siglo XVIII. En este estudio también mostró que si en el
curso de los experimentos se tenían en cuenta todas las sustancias que formaban parte
de la reacción química y todos los productos formados, nunca habría un cambio de peso
(o utilizando el término más preciso, un cambio de masa). Es por ello que Lavoisier
mantuvo la idea de que la masa no se crea ni se destruye, sino que solamente
cambia de una sustancia a otra. Ésta es la llamada Ley de la conservación de la
masa, formulada en 1783, la cual sirvió de fundamento para la Química del siglo XIX.
Las conclusiones obtenidas por Lavoisier fueron tan importantes, que los químicos
aceptaron sin reserva el uso de la cuantificación en sus investigaciones.
15
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No.1
“DETERMINACIÓN DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA”
Objetivo
Determinar la masa de las sustancias antes y después de una reacción, mediante la
medición de su masa para comprobar que se conserva.
Cuestionario de conceptos antecedentes
1) ¿Cómo se enuncia la Ley de la Conservación de la Materia?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
2) ¿Cómo se define la masa de una sustancia?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
3) ¿Qué relación hay entre la masa y la materia?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Experimento I
Objetivo
Determinar la masa de una vela y los productos de su combustión para identificar si hay
variación.
Hipótesis
Elabora una hipótesis que involucre a la masa de la vela antes y después de la
combustión:
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
16
¿Qué necesitas?
Materiales
Sustancias
☞ 1 Frasco de vidrio de 4 L de boca ancha ☞ 1 vela de 3 cm.
y con tapa de rosca.
☞ 1 Balanza granataria con plataforma.
☞ 1 Alambre de cobre de 50 cm.
Prevención y seguridad
La indicada para el trabajo con material de vidrio.
¿Cómo hacerlo?
Enrolla fuertemente el extremo de un tramo de alambre de cobre alrededor del extremo
inferior de la vela. Usa el alambre como asa para introducir la vela hasta el fondo del
frasco de boca ancha. Corta el alambre de cobre de modo que quede dentro del frasco
sin que interfiera con la tapa. Coloca en una balanza adecuada el frasco, con la vela, el
alambre y la tapa, como lo muestra la figura.
Figura 3.
Pesa el conjunto y registra el dato.___________________________________________
Usa el asa de alambre para sacar la vela del frasco. Enciende la vela y bájala
rápidamente hasta el fondo del frasco. Tápalo inmediatamente y observa lo que ocurre
con el equilibrio de la balanza, conforme se consume la vela. Registra el peso y anota el
dato.
17
Una vez extinguida la llama abre el frasco; sopla en él o bien inviértelo durante varios
minutos para dejar escapar los productos de la combustión. Coloca ahora el frasco con
la vela, el alambre y la tapa en la balanza. Pesa el conjunto y registra el dato.
Vuelve a sacar la vela con el alambre, enciéndela y colócala en el fondo del frasco sin
taparlo. Observa lo que ocurre con el equilibrio de la balanza conforme arde la vela.
Registro de observaciones
Peso
inicial
del
sistema.____________________________________________________
_______________________________________________________________________
Peso después de arder la vela.______________________________________________
_______________________________________________________________________
Peso después de dejar escapar los productos de la combustión.____________________
_______________________________________________________________________
¿Qué ocurre mientras arde la vela cuando no se tapa?.___________________________
_______________________________________________________________________
Experimento II
Objetivo
Observar el peso durante la fusión del hielo para identificar si hay variación.
Hipótesis
Elabora una hipótesis en torno a la variación de la masa durante la fusión del hielo.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Qué necesitas?
Material
Sustancias
☞ 1 balanza granataria con plataforma
☞ 200 ml de agua tibia (35 a 40ºC)
☞ 1 matraz Erlenmeyer de 500 ml
☞ 3 cubos de hielo
☞ 1 tapón de hule para el matraz
18
Prevención y seguridad
La indicada para el trabajo con material de vidrio
¿Cómo hacerlo?
Coloca en la balanza el matraz Erlenmeyer de 500 ml con los 200 ml de agua tibia (35 a
40º C).
Agrégale unos trozos de hielo y tápalo, como lo muestra la figura 4.
Figura 4.
Pesa el conjunto y registra el dato___________________________________________
Observa el peso conforme ocurre la fusión en el hielo.
Registro de observaciones
Peso del conjunto antes de la fusión del hielo __________________________________
Peso del conjunto después de la fusión del hielo ________________________________
Experimento III
Objetivo
Determinar el peso de las sustancias que intervienen en una reacción antes y después
de la misma para identificar si hay variación.
19
Hipótesis
Elabora una hipótesis que involucre la masa de las sustancias que intervienen en una
reacción.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Qué necesitas?
Materiales
Sustancias
☞ 2
☞ 1
☞ 2
☞ 50 ml de cloruro de bario al 5%
☞ 50 ml de ácido sulfúrico al 5%
matraces Erlenmeyer de 250 ml
balanza granataria con plataforma
probetas de 50 ml
Prevención y seguridad
La indicada para el trabajo con material de vidrio.
Cloruro de bario. Sólido cristalino, poco tóxico, evítese su inhalación e ingestión.
Ácido sulfúrico. Líquido aceitoso sin color ni olor muy corrosivo sobre todos los tejidos
del cuerpo. La inhalación de sus vapores causa graves daños pulmonares. El contacto
con los ojos puede causar pérdida de la visión y su ingestión causa severos daños al
aparato digestivo.
¿Cómo hacerlo?
Coloca en un matraz los 50 ml. de la disolución de cloruro de bario al 5% y en el otro los
50 ml de ácido sulfúrico al 5% (figura 5).
50 ml de cloruro
de bario al 5%
50 ml de ácido
sulfúrico al 5%
Figura 5.
20
Coloca los dos matraces juntos en la balanza y registra su peso (figura 6).
Vierte el contenido de uno de los matraces en el otro y vuelve a colocar el matraz vacío
en la balanza junto al otro. Observa lo que ocurre en el matraz que contiene las
disoluciones y registra si se produce alguna variación en el peso del conjunto.
Figura 6.
Precaución: Recuerda que el ácido sulfúrico es muy corrosivo, evita su contacto. Si
sufres algún derrame en la piel, lávate inmediatamente con abundante agua y avísale a
tu asesor o al responsable de laboratorio.
Registro de observaciones
Peso de los matraces con disoluciones________________________________________
Peso de los matraces uno vacío y otro con las disoluciones _______________________
Peso del conjunto después de la reacción _____________________________________
Cuestionario de reflexión
¿A qué se debe la variación de peso en el experimento I?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Cómo se relacionan cada uno de los experimentos con la Ley de la Conservación de la
Materia?
Experimento I
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
21
Experimento II
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Experimento III
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Considera el cuestionario de reflexión al contestar tus hipótesis con los resultados de
cada experimento y elabora tus conclusiones.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
1.1.2 LEY DE LOS PESOS EQUIVALENTES (JEREMÍAS BENJAMIN RICHTER)
No obstante que en sus experimentos Lavoisier estableció la composición cuantitativa
del agua, no mostró interés en las relaciones ponderales con que los elementos
químicos se combinan entre sí para formar compuestos.
Jeremías Benjamín Richter (1762-1807) buscó aplicar las matemáticas a la reciente
Química y trató de establecer relaciones numéricas entre las composiciones de las
diferentes sustancias.
En su trabajo con los ácidos y las bases (o álcalis), Richter observó que si se
mezclaban disoluciones de ácidos y bases, éstas se neutralizaban, es decir, la
mezcla no mostraba propiedades de ácido ni de base. Estudió este fenómeno y midió la
cantidad exacta de diferentes ácidos que se necesitaba para neutralizar una cantidad
determinada de una base particular y viceversa. Mediante mediciones cuidadosas
encontró que se requerían cantidades fijas y exactas.
Figura 7. Usando papel impregnado de extracto vegetal (tornasol, por ejemplo) se puede identificar si un líquido tiene
propiedades ácidas o básicas.
22
A partir de sus observaciones, y apoyándose en numerosos ejemplos, dedujo la llamada
Ley de los pesos equivalentes, la cual fue enunciada en 1799 y dice: “Los pesos de
dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera sustancia
son químicamente equivalentes entre sí”.
Un ejemplo de ello es cuando queremos hacer agua de limón, pero todo depende de las
cantidades: para una jarra de agua de limón (1 litro) se utilizan dos limones y ocho
cucharadas (soperas) de azúcar; pero si deseamos tener una agua de limón semi-agria,
se utilizarán cuatro limones y ocho cucharadas de azúcar; y por último, para una jarra de
agua agria se utilizan seis limones y ocho cucharadas de azúcar. Cabe hacer notar que
esto se puede lograr variando las cantidades de azúcar y manteniendo la de los limones.
Con estas suposiciones, y con ayuda de sus datos experimentales, Richter construyó
una tabla de pesos equivalentes.
Tabla 1. Pesos equivalentes de Richter.
Bases
Alúmina
Amoniaco
Cal
Sosa
Potasa
Barita
(Al2 O3)
( NH3)
(Ca O)
(NaOH)
(KOH)
(Ba O)
Datos tomados de Partington, 1959.
Ácidos
525
672
793
859
1605
2222
Fluorhídrico
Carbónico
Muriático
Oxálico
Sulfúrico
Nítrico
(HF)
(H2CO3)
(HNO3)
(H2C2O4)
(H2SO4)
(HNO3)
427
577
712
755
1000
1404
La ventaja de estos cálculos es que permitían predecir las cantidades de sustancias que
reaccionarían totalmente entre sí; por ejemplo, en la tabla 1 se observa que 1 605 partes
de potasa (KOH) son neutralizadas por 427 partes de ácido fluorhídrico (HF), según la
nomenclatura de la época, o por 577 de ácido carbónico. Como puedes imaginar, la
posibilidad de predecir la cantidad de sustancia que reaccionaría con tal cantidad de otra
sustancia era muy adecuada para la ciencia y la naciente industria química.
¿Cuál será la razón de que estas combinaciones químicas ocurran siempre
en dichas proporciones?.
Si un compuesto determinado está formado por dos elementos (o tres o
cuatro).
¿Estos elementos estarán siempre presentes en el compuesto en
mismas proporciones?.
¿Variarán las proporciones de acuerdo con el modo de preparación?.
23
las
1.1.3 LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS (JOSEPH LOUIS
PROUST)
Dos químicos se encontraban empeñados en demostrar si lo anterior (pesos
equivalentes) era verdad. Claude Louis Berthollet (1748-1822) pensaba que un
compuesto formado por los elementos A y B podía contener una cantidad mayor de A si
se preparaba utilizando un exceso de A.
En contra de lo propuesto por Berthollet estaba la opinión de Joseph Louis Proust (17541826), quien al realizar un análisis cuidadoso demostró, en 1799, que el carbonato de
cobre contenía cobre, carbono y oxígeno en proporciones definidas en peso, sin
importar cómo se hubiera preparado en el laboratorio ni cómo se hubiera aislado de las
fuentes naturales. La proporción era siempre de 5.3 partes en peso de cobre por
cuatro de oxígeno y una de carbono.
Figura 8. Sintetizado en el laboratorio u obteniéndolo a partir de diferentes fuentes naturales, el carbonato de cobre siempre
tiene la misma composición.
Proust demostró que en muchos otros compuestos ocurría lo mismo. Así pues, formuló
una generalización llamada Ley de las proporciones constantes, la cual dice: “Los
elementos que constituyen o forman un compuesto siempre existen en ciertas
proporciones constantes, independientemente de las condiciones bajo las que se
hubiese formado el compuesto.” Esta generalización también se conoce como Ley de
Proust.
24
Figura 9. En este ejemplo se observa que al exceder la cantidad de alguno de los elementos. Las proporciones se mantienen
(proporciones definidas).
Habrás notado que en algunas tasas, en donde se sirvió café, se encuentran residuos
de
éste.
¿Cuál sería la causa?.
¿Existen proporciones?.
25
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 2
“LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES”
Objetivo
Determinar la proporción en que reaccionan el permanganato de potasio y el tiosulfato
de sodio a partir de una serie de reacciones entre estas sustancias para comprobar la
Ley de las Proporciones Constantes.
Cuestionario de conceptos antecedentes.
1) ¿Cuál es el enunciado de la Ley de las Proporciones Constantes?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
2) Explica con tus propias palabras la Ley de Proporciones Constantes
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Hipótesis
Redacta una hipótesis que involucre las cantidades de sustancias reaccionantes.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Qué necesitas?
Materiales
Sustancias
☞ 4 vasos para precipitado de 250 ml
☞ 50 gotas de permanganato de potasio 0.1 M
☞ 2 goteros
☞ 50 ml de tiosulfato de sodio 0.1 M
☞ 1 agitador de vidrio
☞ 20 gotas de ácido sulfúrico concentrado
☞ 1 probeta de 100 ml
☞ 400 ml de agua
26
Prevención y seguridad
La indicada para trabajar con materiales de vidrio.
Ácido sulfúrico. Líquido aceitoso sin color ni olor muy corrosivo sobre todo en los tejidos
del cuerpo. La inhalación de sus vapores causa graves daños pulmonares. El contacto
con los ojos puede causar pérdida de la visión y su ingestión causa severos daños al
aparato digestivo.
Permanganato de potasio. Sólido cristalino color púrpura, fuerte oxidante, evítese el
contacto con la piel. Destruye las células de las mucosas, no se ingiera.
Tiosulfato de sodio. Ligeramente tóxico, evítese su ingestión y el contacto con la piel.
¿Cómo hacerlo?
Numera los vasos del 1 al 4 y agrégales permanganato de potasio 0.1 M como se indica.
Vaso 1
5 ml
Vaso 2
10 ml
Vaso 3
15 ml
Vaso 4
20 ml
Figura 10.
Precaución: Recuerda que el ácido sulfúrico te puede causar graves quemaduras, si
sufres algún derrame en la piel, lava inmediatamente con abundante agua y llama
rápidamente a tu asesor o al responsable de laboratorio.
Agrega una gota de tiosulfato de sodio 0.1 M al vaso numero 1, mueve con el agitador y
espera unos cinco segundos para ver si desaparece o no el color. Continua agregando
el tiosulfato gota a gota y agitando, hasta que desaparezca el color rosado. Registra el
número de gotas de tiosulfato de sodio empleadas y repite el procedimiento con los
vasos 2 al 4.
27
Registro de observaciones
Anota las gotas de tiosulfato empleadas en cada vaso en la siguiente tabla.
Número de vaso
Tiosulfato de sodio (gotas)
1
______________________
2
______________________
3
______________________
4
______________________
Cuestionario de reflexión
1) Divide las gotas de permanganato de potasio, entre las gotas de tiosulfato de sodio
utilizadas para cada vaso.
Vaso
gotas de permanganato
gotas de tiosulfato de sodio
1
5
y
______ = ______
2
10
y
______ = ______
3
15
y
______ = ______
4
20
y
______ = ______
2) ¿Por qué se puede demostrar la Ley de Proporciones Constantes con este
experimento?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Conclusiones
Contrasta tu hipótesis con los resultados obtenidos y elabora tus conclusiones
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
28
a) Composición centesimal
Una aplicación de la Ley de Proust es el cálculo de la llamada composición centesimal1
de un compuesto, esto es, el porcentaje en peso que representa cada elemento
dentro de la composición de un compuesto, porcentaje que se puede averiguar a
través de simples proporciones aritméticas.
Ejemplo
Se sabe que 18 g. de agua se forman por la reacción de 2 g de hidrógeno y 16 de
oxígeno. ¿Cuál será la composición porcentual del hidrógeno y del oxígeno en dicho
compuesto?.
18 g de agua 2 g de hidrógeno
Cálculo del porcentaje de hidrógeno
100 g de agua x g de hidrógeno
=
Cálculo de porcentaje de oxígeno
=
100 g de agua16 g de hidrógeno = 11.11 %
18 g de agua
18 g de agua
16 g de oxÍgeno
100 g de agua
x g de oxÍgeno
100 g de agua16 g de oxÍgeno
18 g de agua
88.88 %
Otra aplicación de la Ley de Proust nos ayuda a decidir, con base en los datos del
análisis de una muestra, si ésta es de tal o cual compuesto.
Ejemplo
Al analizar dos muestras se encontró que la primera tenía 87 g de cloro y 16 g de
oxígeno mientras que la segunda poseía 174 g. de cloro y 32 g de oxígeno. ¿Se tratará
de la misma sustancia? Para dar respuesta a esta interrogante, trataremos de mostrar si
tienen la misma composición porcentual o centesimal.
Cálculo del porcentaje de oxígeno
87 g de cloro 16 g de oxÍgeno
Primera muestra:
100 g de cloro x g de oxÍgeno
x =
1
100 g de cloro16 g de oxÍgeno
87 g de cloro
18.39 %
Al hablar de composición centesimal se está hablando de la composición de cada elemento que se presentaría en 100 g
de
muestra del compuestos.
29
174 g de cloro 32 g de oxÍgeno
Segunda muestra:
=
100 g de cloro
x g de oxÍgeno
100 g de cloro32 g de oxÍgeno
174 g de cloro
18.39 %
Puesto que los porcentajes de oxígeno son iguales en ambas muestras, tomando en
cuenta la Ley de Proust, podemos afirmar que se trata de la misma sustancia.
Cabe una pregunta:
¿Por qué, toda muestra pura de sal común tiene 39% en peso de sodio y 61% de cloro?.
1.1.4 LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (JOHN DALTON)
A través de sus estudios sobre los gases, John Dalton (1766-1844) averiguó que dos
elementos pueden combinarse en más de una proporción, existiendo una gran variación
en esas proporciones y que en cada variación se forma un compuesto diferente.
Figura 11. John Dalton (1766-1844), científico inglés, cuyos trabajos sobre gases permitieron establecer la moderna teoría
atómica.
Para usar un ejemplo específico, consideremos la combinación del carbono y el
oxígeno. Con un exceso de oxígeno, el carbono se quema para formar un gas denso,
no tóxico e incombustible CO2 (bíoxido de carbono); sin embargo, si durante la
combustión no existe suficiente oxígeno, se forma un gas venenoso y combustible CO
(monóxido de carbono).
30
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
De los siguientes elementos investiga cuáles son sus posibles combinaciones y qué se
obtiene en cada una de ellas.
Por ejemplo: del C + O2 se puede obtener:
CO
Monóxido de carbono
CO2
Bióxido de carbono
1) N + O2
_______________________ ____________________
_______________________ ____________________
____________________
2) H2 + O2
_______________________ ____________________
_______________________ ____________________
____________________
En el gas combustible se observó que tres partes en peso de carbono se combinan con
cuatro partes en peso de oxígeno (3:4). Por otro lado, tres partes en peso de carbono se
combinan con ocho partes en peso de oxígeno (3:8) para formar gas no combustible. En
estos casos se comprueba que las diferentes cantidades de oxígeno que se combinan
con una cantidad fija de carbono están relacionadas por números enteros sencillos
Un análisis de estos compuestos revela que: en el gas no combustible (A), 1 g de
carbono se combina siempre con 2.67 g de oxígeno; mientras que en el gas combustible
(B), 1 g de carbono se combina siempre con 1.33 de oxígeno. Así pues:
31
Gas A (CO2)
Gas B (CO)
2.67 g de oxígeno
1.33 g de oxígeno
1.0 de carbono
1.0 de carbono
Por gramo de carbono,
gas A
gas B
2.67 g de oxígeno
1.33 g de oxígeno
2
1
con lo cual podemos ver que la relación de pesos de oxígeno que se combinan con
un mismo peso de carbono es de 2:1.
El enunciado general de hechos como los antes presentados, propuesto por Dalton en
1803-1804, se llama Ley de las proporciones múltiples, la cual propone: “Cuando dos
elementos se combinan para formar más de dos compuestos, los diferentes pesos
de uno que se combina con un peso determinado del otro guardan una relación de
números enteros sencillos”.
A continuación te presentamos un ejemplo en donde se demuestra, conforme a los datos
obtenidos, la Ley de las Proporciones Múltiples.
Problema:
Los elementos plomo y oxígeno forman dos tipos diferentes de compuestos. El primero
contiene 92.832% de plomo y 7.168% de oxígeno. En el segundo compuesto existe
86.623% de plomo y 13.377% de oxígeno.
Resolución:
Según la ley, en los compuestos las masas de plomo que se combinan con una masa
constante de oxígeno deben estar en una relación de números enteros. Para
demostrarlo, los cálculos se harán con base en un gramo de oxígeno. Así pues, si
suponemos que en 100 g del primer compuesto hay 92.832 g de plomo y 7.168 de
oxígeno, la masa de plomo por un gramo de oxígeno será.
92.832 g de plomo
12.950892 g plomo/g oxígeno
7.168 g de oxígeno
Similarmente para el segundo compuesto:
86.623 g de plomo
13.377 g de oxígeno
=
6.475518 g plomo/g oxígeno
32
Es evidente que las masas de plomo que se combinan con un gramo de oxígeno están
en la relación 2:1.
12.950892
2
=
6.475518
1
¿Por qué será que aparecen estos números enteros cuando un elemento
reacciona con una cantidad fija de otro para dar dos diferentes
compuestos?.
Estas dudas que aparecen como resultado del planteamiento de cada una de las leyes
ponderales se resuelven con la proposición de la existencia de los átomos de los
elementos. Vayamos a este tema.
33
EXPLICACIÓN INTEGRADORA
No olvides que en este tema vimos que:
LAS LEYES
PONDERALES
son
LEY DE LA
CONSERVACIÓN
DE LA MASA
(LAVOISIER)
menciona
que
LEY DE LAS
PROPORCIONES
CONSTANTES
(PROUST)
LEY DE LOS PESOS
EQUIVALENTES
propuesta
por
dice que
se menciona
que
RICHTER
LA MATERIA NO SE
CREA NI SE
DESTRUYE, SINO
SE TRANSFORMA
LOS ELEMENTOS DE
UN COMPUESTO
SON CONSTANTES
LEY DE LAS
PROPORCIONES
MÚLTIPLES
(DALTON)
postula
que
DOS ELEMENTOS SE
COMBINAN EN MÁS DE
UNA PROPORCIÓN SE
TIENE UN COMPUESTO
DIFERENTE
CÁLCULO
PORCENTUAL DE
ELEMENTOS EN UN
COMPUESTO
AL MEZCLAR UNA BASE Y
UN ÁCIDO SE OBTIENEN
CANTIDADES FÍSICAS Y
EXACTAS
34
1.2 TEORÍA ATÓMICA
1.2.1 ASPECTO HISTÓRICO
Al tratar de encontrar una explicación racional para las propiedades de los gases y las
leyes ponderales, John Dalton llegó a la conclusión de que la materia era sencilla y
estaba constituida por pequeñísimos corpúsculos indestructibles que, en homenaje
a los filósofos griegos, llamó átomos. Esta teoría atómica se presentó por primera vez
en una conferencia organizada por la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester el 21
de octubre de 1803.
La Teoría atómica propuesta por Dalton puede resumirse en los siguientes postulados:
a) Toda la materia está formada por partículas minúsculas e indestructibles llamadas
átomos.
b) Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en tamaño, forma, peso y
difieren de los átomos de cualquier otro elemento.
c) La formación de un compuesto a partir de sus elementos consiste en la formación de
“átomos compuestos”2. Es decir, si dos elementos A y B, forman un solo compuesto,
éste se forma por combinación de un átomo de A con un átomo de B3 (AB).
d) Las relaciones químicas son meras reagrupaciones de átomos.
Es importante resaltar que Dalton propuso su modelo especulando cual sería el más
satisfactorio para comprender esas leyes empíricas de las combinaciones químicas
estudiadas con anterioridad. Probablemente se preguntó cómo debería ser la materia
para presentar las relaciones de pesos que se obtenían. Dalton no fue el primero en
especular sobre la existencia de los átomos; sin embargo, las leyes ponderales
estudiadas lo obligaron a creer en la existencia de los átomos aunque no pudieran verse.
Lo anterior se puede desprender de la siguiente cita tomada de su libro A New System of
Chemical Phylosophy ( Un nuevo sistema de filosofía química).4
Estas observaciones han conducido tácitamente a la conclusión, que parece haber sido
adoptada universalmente, que todos los cuerpos de una magnitud perceptible, ya sea
líquidos o sólidos, están constituidos por un vasto número de partículas extremadamente
pequeñas o átomos de materia, que se mantienen unidos mediante una fuerza de
atracción que es más o menos potente, de acuerdo con las circunstancias...
2
3
4
Los “átomos compuestos” posteriormente fueron llamados moléculas, aunque en la época de Dalton este término no tenía
el significado actual.
Pronto se demostró que esta suposición era falsa.
Este texto puedes leerlo en Chamizo, J.A.
35
a) La teoría atómica y las leyes ponderales
Con base en las ideas anteriores, John Dalton pudo explicar de manera razonable las
observaciones de los químicos de su época, como son:
Ley de la conservación de la masa, la teoría podía explicar por qué la masa se conserva
en una reacción química, ya que si cada átomo tiene su masa propia característica y
éstos se reordenan, pero a la vez permanecen intactos durante una reacción química,
entonces la masa total de los átomos reactantes es igual a la masa total de los átomos
de los productos.
Ley de las proporciones definidas o constantes, la explica al suponer que cada
compuesto está caracterizado por tener proporciones fijas entre los números de átomos
de sus diferentes elementos constitutivos, como en el caso del compuesto de bióxido de
carbono (CO2) contiene átomos de carbono y oxígeno en razón de 1:2, respectivamente,
y como las masas de los átomos de carbono y de oxígeno son fijas, se deduce que la
composición del bióxido de carbono en masa tiene que ser fija.
Ley de las proporciones múltiples, supongamos que los átomos A y B forman dos tipos
de compuestos. En uno de los compuestos (AB1) el átomo A se combina con un átomo
B. En el supuesto (AB2), lo hace con dos átomos de B. Esto implicaría que la masa de
B que se combina con una cantidad fija de A (digamos un gramo) debe ser doble en el
segundo compuesto que en el primero o, en otras palabras, que la relación entre las
masas de B, por gramo de A, en los dos compuestos debe estar en relación de 2:1. Esto
es lo que sucede con el bióxido de carbono, CO2 y el monóxido, CO.
b) Pesos atomicos relativos (Masa atómica)5
Como observamos, Dalton llamó átomos a las partículas últimas que forman a los
cuerpos. Sin embargo, no pudo obtener la masa o el peso absoluto de cada uno de
ellos, problema resuelto indirectamente, al establecer los pesos relativos entre ellos. Así
pues, empezó por la sustancia más ligera de todas las conocidas, el hidrógeno
gaseoso, al cual le asignó un peso de uno. Por lo tanto, los pesos relativos de todos los
otros elementos tenía que ser mayores que éste; por ejemplo, se sabía que una parte en
peso de hidrógeno se combinaba con ocho partes en peso de oxígeno (1:8 para formar
agua. Adoptando la regla de máxima simplicidad, Dalton supuso que la fórmula del
agua era HO. De aquí concluyó que un átomo de oxígeno pesaba ocho veces más que
uno de hidrógeno; razonando de esta manera, preparó una tabla de pesos atómicos
relativos, que presentó en 1803.
Posteriormente, los trabajos de William Nicholson (1753-1815) y Antony Carlisle (17681840) acerca de la electrólisis de agua demostraron que la fórmula correcta del agua es
H2O. Aún con esto, las relaciones en peso seguían siendo válidas, con lo cual se supuso
que un átomo de oxígeno era ocho veces más pesado que dos átomos de hidrógeno
juntos y, por lo tanto, 16 veces más pesado que un solo átomo de hidrógeno.
5
Aunque masa y peso son dos conceptos diferentes, la masa relativa o el peso relativo son lo mismo.
36
Figura 12. Aparato empleado para la electrólisis del agua.
Posterior a Dalton, Jöns Jakob Berzelius (1779-1848) empezó a determinar pesos
atómicos con mejores y más avanzados métodos que los empleados por Dalton. Para
ello empleó la Ley del calor específico enunciada por Pierre Louis Dulong (1785-1838) y
Alexis Thérese Petit (1791-1820), la Ley del isomorfismo propuesta por Eilhardt
Mitscherlich (1794-1863) así como la Ley de los volúmenes de combinación propuesta
por Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850)6. Su primera tabla de pesos atómicos
apareció en 1828, diferenciándose de la tabla propuesta por Dalton en que la mayoría de
los pesos atómicos propuestos no eran enteros, encontrándose que el peso atómico del
oxígeno, con base en hidrógeno = 1, era de aproximadamente 15.9. La tabla de los
pesos atómicos se debe, finalmente, al italiano Stanislao Cannizzaro (1828-1910).
¿Cuál es el peso o masa atómica del Hidrógeno(H) y del Oxígeno (O) según
Dalton y Berzelius?.
Actualmente ¿Cuál es el elemento que se considera como patrón?.
Puesto que no era simple obtener los compuestos del hidrógeno con los otros
elementos, se cuestionó si el hidrógeno era un patrón adecuado con el cual
comparar los pesos atómicos. Así pues, ya que el oxígeno podría combinarse
fácilmente con muchos elementos y, por ello era simple determinar las proporciones de
combinación, se pensó dar al oxígeno un peso atómico conveniente, por lo que su peso
atómico se transformó de 15.9 a 16.00. El patrón oxígeno = 16 se mantuvo hasta
mediados del siglo XX.
6
No viene el caso presentar aquí en qué consisten estas leyes. Basta que sepas que constituyeron la base para que
Berzelius calculara los pesos atómicos relativos. La explicación de su existencia se dará en fascículos posteriores.
37
Debido a que se descubrió la existencia de isótopos7, y al conocimiento de las
relaciones que hay entre éstos y el peso atómico, en 1961 las organizaciones
internacionales, tanto de químicos como de físicos, acordaron adoptar como peso
atómico estándar, el del carbono-12, al que se le asignó, arbitrariamente, el peso
relativo de 12.00. Por lo tanto, el peso atómico de un elemento es un número que nos
permite comparar el peso de un átomo de este elemento con el de un estándar de
referencia8. Los pesos atómicos son pesos relativos, pues no se refiere al peso o la
masa real de un átomo individual. Sin embargo, veremos que se puede definir una
unidad de masa muy conveniente y relacionada con sus pesos atómicos.
1.2.2 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS9
Los átomos son tan pequeños que es difícil compararlos con algún objeto familiar.
Usando tres cifras significativas, la masa de un átomo de hidrógeno es 1.67 x 10-24 g, y
la de un átomo de carbono, es 1.99 x 10-24 g. El uso de estas cantidades tan pequeñas
para expresar las masas de estos átomos resulta incómodo, ya que siempre nos
interesa comparar átomos entre sí, resulta conveniente usar sus pesos en unidades de
masa atómica (conocida como uma, en donde 1 uma equivale a 1.661 x 10-24 g y se
define como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12) en lugar de usar
gramos.
Expresados en unidades de masa atómica, las masas de los átomos de hidrógeno,
carbono y oxígeno son 1.0079 uma, 12.011 uma y 15.9994 uma, respectivamente, o sea,
son numéricamente iguales a los pesos atómicos relativos.
a) Masa Molecular (suma de moléculas)
Las masas relativas de las moléculas se pueden expresar de la misma manera que en
los átomos. Las masas moleculares se obtienen sumando las masas atómicas (en uma)
de todos los átomos presentes en la molécula, por lo que si tomamos las masas
atómicas de la tabla periódica tenemos:
1
H
1.008
Número Atómico
Símbolo
Masa Atómica (uma)
Masa molecular del H2 :
2 (masa atómica de H) = 2 (1.008 uma)
= 2.016 uma
7
Se llama isótopo a aquellos átomos que siendo del mismo elemento poseen diferente masa atómica.
8
Hoy, cuando decimos que el peso atómico relativo del oxígeno es 15.9994, queremos decir que es 15.9994/12 veces más
pesado que un átomo de carbono 12. Por ello, el peso atómico no tiene unidades. Sin embargo, la masa de un átomo sí
tiene unidades, los gramos o, como veremos más adelante, las unidades de masa atómica.
9
La estequiometría es la rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los moles, las masa y los volúmenes
de los reactivos y los productos que participan en una reacción.
38
7
1
N
14.007
H
1.008
Masa molecular del NH3 (Amonio)
1 (masa atómica del N) + 3 (masa atómica del H)
1 (14.007 uma)
+ 3 (1.008 uma)
14.007
+ 3.024 uma
= 17.031 uma
Masa Fórmula (compuesto)
En el caso de sustancias no moleculares, al sumar las masas atómicas de los átomos
que se indican en una fórmula, se dice que se está calculando su masa fórmula,
que es la masa de una unidad de fórmula en unidades de masa atómica.
Ejemplo:
La fórmula empírica del sulfato de aluminio es Al2(SO4)3.
¿Cuál es su masa fórmula?, si los pesos atómicos son:
13
16
8
Al
27.00
S
32.00
O
16.00
La fórmula Al2(SO4 )3 nos dice que dos átomos de Al están combinándose con tres
grupos SO4 (llamados sulfatos); por ello el número total de átomos de S es 3, de O = es
3 x 4 = 12. En otras palabras, el Al2 (SO4)3 puede expresarse como Al2S3O12.
Masa de dos átomos de Al = 2(27 uma)
= 54.0 uma
Masa de tres átomos de S = 3(32.1 uma) = 96.3 uma
Masa de doce átomos de O
= 12(16.0 uma) = 192.0 uma
___________
Masa fórmula del Al2 (SO4)3
= 342.3 uma
Nota: El dato que se obtiene en este cálculo es expresado en uma.
39
b) Masa Molar
De la misma manera que los objetos se pueden contar por docena, los átomos se
cuentan por moles, en número muy grande, 6.02 x 1023. Este número se llama número
de Avogadro10; por lo tanto, un mol de átomos es igual a un número de Avogadro,
es decir, 6.02 x 1023 átomos.
¿Por qué los átomos se cuentan en moles?.
Los átomos son tan pequeños que en los trabajos de laboratorio no se podría trabajar
con dos o con 200 átomos. No se puede pesar cantidades tan minúsculas, incluso con
las balanzas más sensibles; es por ello que los químicos inventaron una unidad, el mol.
Tal como se explicó anteriormente, la masa de un átomo de oxígeno es de 16.0 uma, en
tanto que un mol de átomos (6.02 x 1023 átomos) de oxígeno tiene una masa de 16.0 g,
como se demuestra al utilizar el factor de transformación de uma a gramos:
Masa de un mol de O =
Masa de un átomo de O (1 mol de átomo X 1 uma11)
MO = 16
uma §
g ·
átomos · §
¨¨ 6.02 x 10 23
¸¸ ¨¨ 1.661 x 10 24
¸¸ =
mol ¹ ©
uma ¹
átomo ©
MO = 16 (1 g/mol) =
16 g/mol
En otras palabras, a la masa de un mol de una sustancia se le llama masa molar.
Por consiguiente, la masa molar en gramos de una sustancia es numéricamente
igual a su masa molecular (o su masa fórmula) en unidades de masa atómica.
Ejemplo:
Calcula la masa molar del ácido sulfúrico, H2SO4.
10
11
1
16
8
H
1.008
S
32.00
O
16.00
En el fascículo 1 de Química I, ya hablamos de lo grande de este número; de la obra de Amadeo Avogadro lo hicimos en el
fascículo 2 de Química I.
1 uma equivale a 1.661 x 10-24 g/uma, la cual fue empleada como factor de equivalente.
40
En donde:
Peso del H = 2(1.008 uma)
= 2.016 uma
Peso del S = 1(32.000 uma) = 32.000 uma
Peso del O = 4(16.000 uma) = 64.000 uma
_______________________________________
Masa molecular
= 98.016 uma
Por tanto, la
= 98.016 g
Masa molar
Observa que el dato obtenido se expresa en gramos.
Ahora sabes que un mol está formada por 6.023 x 1023 partículas y que
además tiene una masa en gramos numéricamente igual a su masa
molecular. Algunas aplicaciones de estas relaciones se muestran a
continuación.
Ejemplos
1) Cálculo de moles de átomos
-¿Cuántos moles de átomos de cobre existen en 3.05 g de cobre?
3.05 g de Cu (1 mol de átomos de Cu) =
63.5 g de Cu
29
Cu
63.55
0.0480 mol de átomos de Cu
2) Cálculo de átomos
¿Cuántos átomos de azufre hay en una muestra de este elemento que pesa 10.0 g?
16
S
32.00
(10.0 g de S)
§ 1 mol de átomos de S · §¨ 6.023 x10 23 á tomos de S ·¸
¸¨
¨
¹ © 1 mol de átomos de S ¸¹
©
32.0 g de S
1.88 x 1023 átomos de S
41
3) Cálculo de gramos
¿Cuántos gramos hay en 8.46 x 1024 átomos de flúor?
9
F
19.00
19 g de F
§ 1 mol de átomos de F · §
·
( 8.46 x 1024 átomos de F) ¨
¸¨
¸=
© 6.023 x 10 23 á tomos deF ¹ © 1 mol de átomos de F ¹
267 g de F
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Realiza los cálculos en tu cuaderno y anota, en los renglones los resultados
correspondientes.
1) ¿Cuál es la masa molecular y molar de los siguientes compuestos?
Compuestos
Amonio
Hexano
Nitrato de sodio
Hidróxido de potasio
Hidróxido de bario
Hidróxiapatita de calcio
Fórmula
Masa Molecular
Masa Molar
NH3
C6H14
NaNO3
KOH
Ba (OH)2
Ca5(PO4)3OH
______________
______________
______________
______________
______________
______________
_______________
_______________
_______________
_______________
_______________
_______________
2) Calcula cuántos moles y átomos de plata (Ag) existen en un anillo que contiene 2.5 g
de este material
Moles de plata _______________________Átomos de plata ___________________
3) Suponiendo que un recipiente contiene 2.231117 x 1024 átomos de aluminio
(Al),¿Cuántos gramos pesará?
Gramos de aluminio ________________________
42
c) Fórmula química.
En el lenguaje de la Química, toda sustancia pura conocida, ya sea un elemento o un
compuesto, tiene su nombre y su fórmula individual. Asimismo, cada fórmula química
tiene tres significados o interpretaciones: un significado cualitativo, uno cuantitativo
microscópico y uno cuantitativo macroscópico.
x Cualitativo, una fórmula expresa una sustancia; por ejemplo, H2O representa al agua;
NaCl representa a la sal de mesa, etcétera.
x Cuantitativo microscópico, una fórmula molecular indica el número de átomos
presentes en una molécula. Así la fórmula de la nicotina, C10H14N2 nos indica que
en esta molécula existen 10 átomos de carbono, 14 de hidrógeno y dos de nitrógeno.
Asimismo, la fórmula mínima nos indica la composición de una unidad fórmula; por
ejemplo, la unidad fórmula del sulfato de potasio, K2SO4 , nos indica que en ese
compuesto por cada dos átomos de potasio hay uno de azufre y cuatro de oxígeno.
La fórmula empírica indica que la relación de átomos de K:S:O es de 2:1:4.
x Cualitativo macroscópico, La fórmula nos indica las relaciones de moles de átomos.
Es decir, una fórmula molecular indica el número de moles de átomos de cada
elemento presente en un mol de moléculas del compuesto; por ejemplo, la fórmula
de la nicotina indica que un mol de moléculas de nicotina posee 10 moles de átomos
de carbono, 14 moles de átomos de hidrógeno y dos moles de átomos de nitrógeno.
En el caso de K2SO4, la fórmula empírica nos indica que un mol de unidades fórmula
consta de dos moles de átomos de potasio, un mol de átomos de azufre y cuatro moles
de átomos de oxígeno.
Por tanto, la fórmula de una sustancia expresa el tipo y número de átomos que están
químicamente combinados en una unidad de dicha sustancia. Hay diversos tipos de
fórmulas, entre ellas están:
Una fórmula empírica12 expresa la relación más simple de números enteros entre los
átomos en un compuesto, en tanto la fórmula molecular expresa el número real de
átomos de una molécula, esto es, en la unidad más pequeña del compuesto.
Cálculo de fórmulas a partir de datos experimentales
La fórmula de un compuesto permite calcular muchos datos cuantitativos tales como la
masa molecular, la masa molar y la composición porcentual.
¿Te has preguntado alguna vez cómo fue posible saber que la fórmula del
agua es H2O?.
¿Por qué el agua “normal” tiene como fórmula H2O y el agua “oxigenada”
tiene la fórmula H2O2?.
12
El término empírico se refiere a que se determina a partir de datos experimentales.
43
Para llegar a proponer la fórmula de cualquier compuesto es necesario realizar
experimentos que consisten en determinar los elementos que forman los compuestos, el
porcentaje en peso de los elementos constitutivos del compuesto; la masa relativa de
cada elemento presente.
Existen muchos métodos para obtener experimentalmente el porcentaje en peso de los
diversos elementos de un compuesto; entre éstos están los análisis por precipitación y
por combustión
Figura 13. Aparato empleado en el análisis por combustión de una sustancia. Cualquier cantidad de C o CO reacciona
formando CO2; cuando pasa por el CuO, el H2 reacciona formando H2O.
d) Fórmula mínima (empírica)
Cuando se tiene el análisis de un compuesto, el cual fue obtenido de alguna forma y
siguiendo una serie de pasos, se logra obtener la fórmula del compuesto, a la cual se le
denomina fórmula mínima. Para llegar a tal se dan los siguientes pasos.
1)
2)
3)
4)
Tener los elementos expresados en tanto por ciento.
Calcular la masa (grs.) de los elementos.
Obtener el número de moles de cada uno de los elementos.
Obtener el número de átomos de cada uno de los elementos, para lo cual se
debe dividir cada número resultante del paso anterior (c) entre el más pequeño.
5) Expresar la fórmula mínima, colocando primero los metales, posteriormente los
no metales y por último el oxígeno.
A continuación te presentamos un ejemplo:
De acuerdo al análisis que se realizó a cierto gas, en el laboratorio, se encontró que
estaba conformado por los siguientes gases: Nitrógeno (N) y Oxígeno (O), cuyo
porcentaje era de 25.93% y 74.07% respectivamente.
44
Conforme a estos datos y siguiendo los pasos anteriores podremos saber cuál es la
fórmula mínima de este gas.
* Expresar los elementos en tanto por ciento
Nitrógeno N = 25.93% Oxígeno O = 74.07%
* Calcular la masa (grs.) de cada elemento, tomando como base 100 gr. del compuesto
Nitrógeno N = 25.93 gr.
Oxígeno O = 74.07 gr.
* Obtener el número de moles.
§ 1 mol de átomos de N·
¸¸ = 1.852 mol de átomos de N.
Para el nitrógeno (25.93 g de N) ¨¨
© 14.00 g de Nitrógeno ¹
§ 1 mol de átomos de O ·
¸¸ = 4.629 mol de átomos de O.
Para el oxígeno (74.07 g de O) ¨¨
© 16.00 g de Oxígeno ¹
* Calcular la relación de átomos (dividir entre el más pequeño).
Átomos de Nitrógeno
N=
1852
.
= 1 (2) = 2
1852
.
Átomos de Oxígeno
O=
4.629
= 2.5 (2) = 5
1852
.
En caso de que la relación no sea de números enteros, se multiplica por un número
pequeño (2, 3, 4) para transformarla en números enteros. En nuestro caso, será 2.
* Expresar la fórmula mínima
Por tanto, se obtiene la fórmula mínima de
N2O5 (Pentóxido de nitrógeno o anhídrido nítrico)
45
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Realiza los cálculos en tu cuaderno y anota en
correspondientes.
los renglones los resultados
Determina la fórmula de una sustancia que está compuesta de 65 g de Carbono (C) y 35
g de Oxígeno (O).
Mol de átomos de Carbono _________________________
Mol de átomos de Oxígeno _________________________
Relación de átomos
Carbono __________Oxígeno ____________________Fórmula mínima___________
e) Formula molecular
La fórmula molecular de una sustancia siempre es un múltiplo entero de su fórmula
empírica. Para determinar la fórmula molecular de un compuesto, el químico tiene que
proceder experimentalmente para conocer la masa molecular además de su fórmula
mínima. En este sentido mencionaremos cuáles son los pasos para obtener la fórmula
molecular:
1) Se calcula la fórmula mínima (se retoman los 5 pasos para obtener la fórmula
mínima).
2) Obtener la masa atómica de la fórmula mínima obtenida.
3) Dividir la masa atómica experimental entre la masa atómica de la fórmula mínima.
4) El número obtenido en el paso anterior multiplicarlo por la fórmula mínima, por tanto
se obtiene la fórmula molecular.
El siguiente ejemplo te mostrará cómo se usa la masa molecular con la fórmula mínima
para calcular la fórmula molecular.
Ejemplo
Un combustible licuado casero tiene como constituyente un determinado compuesto. El
análisis de este compuesto muestra que contiene 85.69% de carbono y 14.31% de
hidrógeno en peso. La determinación de su masa molecular da un valor de 55.9 uma.
Calcula la fórmula molecular del compuesto.
46
1) Calcular la fórmula mínima.
§ 1 mol de C ·
Para el carbono 85.69 g de C ¨
¸ = 7.14 mol de C.
© 12.00 g de C ¹
§ 1 mol de H ·
Para el hidrógeno 14.31 g de H ¨
¸ = 14.31 mol de H.
© 1.00 g de H¹
Al calcular la relación de moles tenemos que:
7.14 mol de C
=1
7.14 mol de C
14.31 mol de H
= 2.0
7.14 mol de C
Por tanto, la fórmula mínima es:
CH2
2) Obtener la masa atómica de la fórmula empírica.
Por tanto, la masa fórmula es de 1(12.00) + 2(1.00) = 14.00 uma
3) Obtener la fórmula empírica por molécula.
La masa molecular es un múltiplo simple de la masa de la fórmula empírica,CH2 esto es,
n (14.027 uma), donde n es un número entero.
La masa molecular experimental es 55.9 uma . Por lo tanto,
§
·
55.9 uma por molécula
¨¨
¸¸ = 3.99 aprox.
© 14.027 uma por fórmula empírica ¹
= 4 fórmulas empíricas por molécula
4) Multiplicar el resultado anterior por la fórmula mínima
Así pues, la fórmula molecular es:
4 (CH2) = C4H8.
47
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Resuelve el siguiente problema y anota los resultados conforme se solicitan en la tabla.
El análisis de un cierto insecticida, nos da la siguiente composición porcentual: Carbono
(C) 24.7%, Hidrógeno (H) 2.06% y Cloro (Cl) 73.2%, con una masa molecular de 291
uma. Calcula la fórmula molecular del compuesto.
Fórmula Mínima
Masa Atómica
Experimental
48
Fórmula Molecular
RECAPITULACIÓN
Al revisar este esquema podrás realizar una síntesis sobre los conceptos más
importantes del capítulo
CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS
COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO
surgió con las
encontrando
explicación en la
LEYES
PONDERALES
ta les
LEY DE LA
CONSERVACIÓN DE LA
MATERIA (LAVOISIER)
como
LEY DE LOS PESOS
EQUIVALENTES
(RICHTER)
LEY DE LAS
PROPORCIONES
CONSTANTES (PROUST)
LEY DE LAS
PROPORCIONES
MÚLTIPLES (DALTON)
TEORÍA ATÓMICA
(DALTON)
menciona que la
permitiendo la
MATERIA
ESTEQUIOMETRÍA
se constituye de
de la
ÁTOMOS
MASA MOLECULAR
MASA FÓRMULA
MASA MOLAR
FÓRMULA QUÍMICA
ya sea
MÍNIMA
49
MOLECULAR
ACTIVIDADES INTEGRALES
En este apartado queremos que pongas en práctica los conocimientos que has adquirido
hasta el momento. Por tal motivo deberás dar respuesta a lo que se te solicita a
continuación:
Ley de las proporciones constantes, fijas o definidas.
1. Una muestra de sal contiene 0.224 g de sodio y 0.346 g de cloro. Otra muestra de
sal contiene 39.3% de sodio. Demostrar que lo anterior ilustra la Ley de las
proporciones definidas.
2. Analíticamente se determinó que una muestra de arena contenía 5.62 g de silicio y
6.40 g de oxígeno. Otra muestra de arena contenía 9.36 g de silicio y 10.64 g de
oxígeno. Explicar en qué forma estos datos ilustran la Ley de las proporciones
constantes.
Ley de las proporciones múltiples.
3. Cierto óxido de hierro contiene 77.7% de hierro en masa. Un óxido diferente contiene
69.9% de hierro de masa. Demostrar que la Ley de las proporciones múltiples se
cumple realizando los siguientes cálculos:
a) ¿Cuál es la masa de oxígeno por 100 g de óxido de hierro en el primer
compuesto?.
b) ¿Cuál es la masa de oxígeno por 100 g de óxido de hierro en el segundo
compuesto?.
c) ¿Cuál es la relación de los dos números encontrados?
utilizando números enteros.
Expresa la relación
4. El fósforo y el cloro forman dos compuestos. En el compuesto uno, las masas de
fósforo y cloro son 22.48% y 77.51% respectivamente; en el compuesto dos, estos
valores son 14.88 y 85.12%.
a) Calcula la masa en gramos del cloro que se combina con un gramo de fósforo en
cada compuesto.
b) Utiliza los valores obtenidos en a) para comprobar si se cumple la Ley de las
proporciones múltiples.
50
Masa molecular
5. La fórmula del insecticida DDT es C14H9Cl5.
a) ¿Cuál es la masa molecular?.
b) ¿La molécula del DDT es más pesado o más ligera que la molécula de insecticida
lindano, C6H6Cl6?.
6. Empleando hasta tres cifras significativas, expresa la masa de cada una de las
siguientes sustancias en uma.
a) un átomo de Cl
b) un átomo de Al
c) 200 átomos de B
d) 6.023 x 1023 átomos de Ca
7. La fórmula del controvertido edulcorante llamado sacarina es C7H5O3NS.
a) ¿Cuál es su masa molecular?.
b) ¿Cuál de las dos moléculas es más pesada, la sacarina o la sacarosa, C 12H22O11?.
8. Si la masa de la potasa ó hidróxido de potasio (KOH) es 1.0 x 10-2 g, ¿cuál es la
masa en gramos de un mol de potasa?
Fórmula mínima
9. Determina la fórmula mínima de un compuesto que presenta la siguiente composición
centesimal: Cl, 52.509%, y S, 47.488%.
10. A partir de los siguientes datos calcula la fórmula mínima de un compuesto que
contiene 25.92% N y 74.07% O.
51
Fórmula molecular
11.El análisis elemental del ácido acetilsalisílico, aspirina, es 60.0% de C, 4.48% de H y
35.5% de O. Si su masa molecular es 180.2 uma, ¿cuál es la fórmula molecular?.
12. El compuesto paradicloro se empleó a menudo como bola de naftalina. Si su análisis
es 49.02% de C, 2.743% de H, y 48.24% de Cl, y su masa molecular, 147.0 uma
¿cuál es su fórmula molecular?.
Composición porcentual
13. La progesterona es un compuesto común de la píldora anticonceptiva. Si su fórmula
es C12H30O2, ¿cuál es su composición porcentual?.
14. El sulfato de aluminio, Al2 (SO4)3, se emplea en grandes cantidades en la producción
del papel. ¿Cuál es su composición porcentual?.
52
AUTOEVALUACIÓN
Compara los resultados que obtuviste en tus actividades integrales con las respuestas
que a continuación te presentamos.
Ley de las proporciones constantes, fijas o definidas:
1. Al calcular el por ciento de los 2. La ley queda demostrada al comprobar
componentes se encuentra que para Na
que existe el mismo porcentaje de O y
es de 39.3 % y para el Cl, 60.70 % en
Si en ambas muestras.
ambas muestras, y recordando la Ley
de las proporciones definidas podemos
concluir que son la misma muestra.
Ley de las proporciones múltiples:
3.
4.
a) 22.3
b) 30.1
c) (debido a que la segunda
proporción resultó fraccionaria)
a) 0.29 en el primero y 0.17 en el
segundo
b) El primer caso: 1/3 y en el segundo:
1/6
Masa molecular:
6.
5.
a)
b)
c)
d)
a) 354.24 u.m.a.
b) más pesado, ya que la masa
molecular de C6H6Cl6 = 290.7 u.m.a.
7.
8.
a) u.m.a.
b) La sacarosa
35.5 u.m.a.
26.9 u.m.a.
2.162 x 103 u.m.a.
2.41 x 1025 u.m.a.
a) 1.6611296 x 10-26
Fórmula mínima:
9. SCl
10. N2O5
Fórmula molecular
11. C13 H8 O8
12. C6H4Cl2
Composición porcentual
13. C, 69.90%; H, 14.56%; O2, 15.53%
14. Al, 15.78%; S, 28.07%; O,56.15%
53
54
CAPÍTULO 2
ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS NUCLEARES
2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA
2.1.1 Carga Eléctrica
2.1.2 Tubo de Rayos Catódicos
2.2 RADIACTIVIDAD
2.2.1
2.2.2
2.2.3
2.2.4
Antecedentes Históricos
Modelo Atómico de Rutherford
Modelo Atómico de Bohr
Configuración Electrónica
2.3 FENÓMENOS NUCLEARES
2.3.1
2.3.2
2.3.3
2.3.4
2.3.5
Isótopos
Neutrón
Energía de Amarre
Fisión Nuclear
Fusión Nuclear
55
PROPÓSITO
Con el estudio de este capítulo identificarás cómo se estableció la estructura del átomo
y las aplicaciones que se dan en los cambios nucleares.
Esto lo podrás lograr mediante la comparación de cada uno de los modelos atómicos,
realizando ejercicios y experimentos relacionados con estos modelos, y, revisando las
principales características de los cambios nucleares.
Lo cual te permitirá acercarte a una explicación sobre el comportamiento de la materia,
además de que podrás comprender las ventajas y desventajas que implica el uso de la
energía nuclear tanto a nivel social como tecnológico.
57
CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS
NUCLEARES
2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA
2.1.1. CARGA ELÉCTRICA
Cuando se frota una regla de plástico sobre la piel o el cabello se observa que ésta
puede atraer pequeños trozos de papel. Este fenómeno ya lo habían notado los griegos,
aunque ellos no usaban reglas de plástico, sino barras de ámbar. Al frotarse con un
paño de lana, el ámbar, adquiere una carga eléctrica y, como la regla de plástico, puede
atraer objetos pequeños, como la paja; sin embargo no sólo el ámbar y la regla de
plástico pueden adquirir carga eléctrica, también otros materiales, como el vidrio cuando
se frota con tela de seda. Pero resulta que la carga que adquiere del vidrio es distinta a
la del ámbar, puesto que entre ambos salta una chispa cuando se ponen en contacto (si
la carga electrostática es muy grande).
Durante mucho tiempo la electricidad se consideró como un fluido que pasaba de un
material a otro, lo que explicaba el porqué de la chispa. Posteriormente, por convención,
se definió que la carga de una varilla de vidrio es positiva y que la de ámbar es negativa.
En general, se considera que los cuerpos adquieren carga eléctrica cuando se frotan, lo
cual se debe a que los electrones pasan de un cuerpo a otro. De este modo, los
cuerpos adquieren carga positiva cuando pierden electrones y negativa cuando los
gana.
59
.
a) Cargas eléctricas de signo igual se repelen
b) Cargas eléctricas de signo contrario se atraen
Figura 14.
.
Asimismo, si dos cuerpos adquieren la misma carga, pero de diferente signo, y se ponen
en contacto, se volverán neutros porque sus cargas totales se redistribuyen de manera
uniforme, y si estos cuerpos se encuentran separados, pero conectados por un trozo de
alambre metálico, también se volverán neutros, lo cual demuestra que la carga es capaz
de fluir a través del metal. Al paso de la carga por un alambre se le llama corriente
eléctrica.
¿Cuál es la definición de carga eléctrica?.
Por otra parte, las cargas no sólo pueden transportarse a través del metal, también lo
hacen a través de las disoluciones, aunque con mayor dificultad tanto en el aire como en
el vacío, como se observa en los rayos o relámpagos. Un relámpago es una chispa que
se forma porque la atmósfera adquiere una carga y la tierra adquiere otra diferente; lo
mismo sucede si acercamos varillas de diferente carga.
Fue Michael Faraday (1791-1867), al estudiar sistemáticamente el paso de la corriente
eléctrica en soluciones (fenómenos electrolíticos), quien introdujo los términos de ion,
ánodo y cátodo: el ion es la partícula cargada en disolución; el ánodo, la placa o
electrodo al cual se dirigen los iones negativos, y el cátodo, la placa o electrodo hacia el
cual se dirigen los iones positivos.
60
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
La diferencia de cargas se puede comprobar fácilmente si haces un experimento como
el que se muestra en la figura 15.
Materiales.
☞
☞
☞
☞
☞
Barra de plástico.
Barra de vidrio.
Piel.
Tela (excepto lanas).
2 globos (suspendidos por hilos).
Procedimiento
Frota la barra de plástico con la piel y acércala al péndulo globo suspendido.
Observarás que la barra atrae la esfera hasta hacer contacto con ella y después la
rechaza. Este fenómeno se explica porque al frotar la barra de plástico con la piel
adquiere carga negativa; al hacer contacto con los globos se imparte carga negativa por
contacto y finalmente la rechaza porque cargas de igual signo se repelen. Al repetir el
experimento con la varilla de vidrio y la tela sucede el mismo fenómeno, pues al frotar la
varilla de vidrio con la tela adquiere carga positiva, y al hacer contacto con el globo le
transfiere a éste la carga positiva; después la rechaza porque cargas de igual signo se
repelen. Los globos se atraen cuando se toca uno con la varilla de plástico y otro con la
de vidrio.
Figura 15. Propiedades eléctricas de la materia y los dos tipos de carga.
61
Conclusiones.
Anota en los renglones tus conclusiones.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
2.1.2 TUBOS DE RAYOS CATÓDICOS
¿Cuál es la causa por la que un bulbo emite luz?.
¿Cómo funciona un cinescopio?.
Si dos alambres se someten a un alto potencial eléctrico y después se acercan, surgirá
una chispa o un arco entre los dos; mas si sus extremos están dentro de un tubo de
vidrio sellado (figura 16), donde se hace un vacío casi completo, la descarga de un
alambre a otro queda considerablemente atenuada. Esta descarga se llama rayos
catódicos, y provoca una débil luminiscencia amarillo-verdosa, a través de una pantalla
fluorescente.
Figura 16. Tubo de rayos catódicos.
62
a) Características de los rayos catódicos.
Fueron J. Plücker, Johann Hittorf y Williams Crookes quienes demostraron, en 1858, que
los rayos catódicos cuentan con las siguientes características:
1. Producen luminiscencia en una pantalla fluorescente colocada en su trayectoria y
paralela a ella.
2. Se desplazan en línea recta, y se alejan del cátodo, a menos que los afecte una
fuerza externa.
Figura 17. Desplazamiento de un rayo catódico.
3. Son desviados de su trayectoria por campos eléctricos y magnéticos, lo que
demuestra que los rayos catódicos son de naturaleza negativa, puesto que son
atraídos por el campo eléctrico positivo y repelidos por el negativo.
Figura 18. Desviación de la trayectoria por la acción de un campo eléctrico.
63
4. Producen sombras, lo cual demuestra que los rayos catódicos no atraviesan
objetos sólidos. (figura 19).
Figura 19. Los rayos catódicos producen sombras.
5. Hacen girar un pequeño molinete, lo cual también demuestra que los rayos
catódicos son partículas que tienen masa.
Figura 20. Hacen girar un pequeño molinete.
El estudio de los rayos catódicos demostró la existencia de partículas negativas, a las
que se llamó electrones, además de permitir el desarrollo de diversos aparatos de uso
cotidiano y científico, como el televisor, y los cinescopios de estos aparatos,
descendientes de los primeros tubos de rayos catódicos.
64
Electrón (primer partícula subatómica)
En 1895 Jean Perrin demostró en forma definitiva que la carga de rayos catódicos es
negativa, y dos años después, en 1897, descubrió que su velocidad era
aproximadamente igual a la décima parte de la velocidad de la luz y que sus
propiedades no dependían de la composición del gas en el tubo de rayos catódicos.
También en 1897, Joseph Thomson demostró, que los rayos catódicos son en
realidad corrientes de partículas negativas y adoptó para éstas el nombre de
electrones, propuesto en 1891 por Stoney.
Para cuantificar la masa de los electrones, Thomson modificó el tubo de rayos catódicos
de tal manera que los rayos pasaran a través de un colimador hasta llegar a una pantalla
de sulfuro de zinc colocada en el fondo del tubo, donde un campo eléctrico y otro
magnético desviaban su trayectoria.
Figura 21. Aparato usado por Thomson.
En este experimento Thomson encontró que los rayos catódicos:
a) Son partículas con masa y tienen carga.
b) Son universales, ya que se encuentran en todas las sustancias.
Robert Millikan llevó a cabo en 1909 el experimento de la gota de aceite mediante el cual
encontró que la carga del electrón es de 1.6 x 10-19 coulombs. En este experimento,
Millikan roció aceite dentro de un recipiente y observó que una gota del mismo entre dos
placas metálicas, tras someterla a la acción de los rayos X, se cargaba negativamente, y
se aplicaba un alto voltaje la gota era atraída por una de las placas.
65
Figura 22. Experimento de la gota de aceite.
A partir de la relación carga/masa del electrón y su carga se determinó que la masa del
electrón es de 9.1 x 10-28 g. Se sabe que la masa de un átomo de hidrógeno ( el más
ligero de todos los elementos) es casi dos mil veces más pesada que la del electrón, lo
que significa que las partículas catódicas forman parte de los átomos.
Protón (segunda partícula subatómica).
Cuando el tubo de rayos catódicos no está por completo al vacío puede generar una
corriente de partículas positivas (protones), las que en 1886 estudió por primera vez
Eugen Goldstein. Estos rayos positivos o rayos canales se producen al chocar los rayos
catódicos con los átomos gaseosos del tubo, colisión que produce iones positivos que
viajan hacia el cátodo agujerado y lo atraviesan (figura 23).
Figura 23.
66
Goldstein, por medio de un tubo de rayos catódicos que contenía hidrógeno y un disco
metálico perforado como cátodo, descubrió los rayos canales, que viajan en dirección
opuesta a los catódicos y tienen carga positiva. Estos tubos son el principio de los
modernos tubos mercuriales.
La carga positiva reside en el protón, partícula
fundamental cuya carga es igual a la del electrón, pero de signo opuesto, y masa
casi dos mil veces más grande que la del electrón. El protón es un átomo de
hidrógeno que perdió un electrón.
Tabla 2. Características del electrón y del protón.
Carga eléctrica
Partícula
Electrón
Protón
-1.6 x 10-19
+1.6 x 10-19
Masa
g
9.1 x 10-28
1.67 x 10-24
-1
+1
u.m.a.
0.00055
1.00727
En la primera década de nuestro siglo parecía claro que cada átomo contenía regiones
con cargas positivas y negativas, la cuestión era saber cómo estaban distribuidas.
d) Modelo atómico de Thomson
Al descubrir que los elementos emiten partículas minúsculas se tenía que descartar una
de las suposiciones fundamentales de la teoría atómica de Dalton, la cual dice que
“toda la materia está formada por partículas minúsculas e indestructibles, las cuales
reciben el nombre de átomos”.
Fue Joseph Thomson quien propuso el siguiente modelo: “El átomo es una esfera
cuyo diámetro mide 10-8 cm, tiene carga uniforme y positiva, dentro de la cual “flotan”
electrones negativos, cuyo número es igual a la carga de la esfera, para que en su
conjunto el átomo resulte neutro” Este modelo se conoce como pastel de pasas, donde
la masa del pastel es la carga positiva y las pasas los electrones. De acuerdo con él, la
rotación de los electrones dentro de la carga positiva daría estabilidad al átomo. (Figura
24)
Figura 24. Representación de diferentes elementos de acuerdo con el modelo de Thomson.
67
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 3
“PROPIEDADES ELECTROMAGNÉTICAS DE LA MATERIA”13
Práctica de laboratorio (obligatoria).
Objetivo
Conocer las propiedades electromagnéticas de la materia, mediante experimentos
donde se manifiesten estas propiedades, para que comprendas que la materia tiene
cargas eléctricas.
Cuestionario de conceptos antecedentes
a) ¿Cómo se electriza un cuerpo? ___________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
b) ¿Cuáles son las propiedades eléctricas de la materia?_________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
c) ¿A qué se le llama electrodo? ____________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
d) ¿Cuál es la naturaleza de los rayos catódicos? ______________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
e) ¿Cuáles son los tipos de carga eléctrica? ___________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Experimento I
Objetivo
Conocer el mecanismo de electrización por frotamiento, para establecer que la materia
tiene cargas eléctricas.
13
A partir de este momento se te dará a conocer cuáles son las prácticas que deberás de realizar (en el laboratorio) para tener
derecho al exámen de acreditación. Las prácticas estarán indicadas por la palabra OBLIGATORIA.
68
Hipótesis
¿Por qué algunos cuerpos al ser frotados se atraen o se repelen? __________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Qué necesitas?
☞
☞
☞
☞
1 Piel de conejo
1 Barra de plástico
1 Paño de seda
1 Barra de vidrio
Prevención y seguridad
La indicada para el trabajo en el laboratorio
¿Cómo hacerlo?
Frota la barra de plástico con la piel de conejo y acércala a unos trocitos de papel.
Observa.
Figura 25. Muestra la atracción Eléctrica por frotamiento.
69
Registro de observaciones
1. ¿Qué sucede al acercar la barra de plástico a los pedacitos de papel?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
2. ¿Qué se observa cuando se acerca la barra de vidrio a los trocitos de papel?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Experimento II
Objetivo
Conocer el mecanismo de electrifican por contacto, para establecer que la materia tiene
cargas eléctricas.
Hipótesis
¿Por qué algunos cuerpos adquieren cargas eléctricas al ponerse en contacto?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Qué necesitas?
☞ 1 Piel de conejo
☞ 1 Barra de plástico
☞ 2 Péndulos electrostáticos con esferas
¿Cómo hacerlo?
Frota la barra de plástico con la piel de conejo y con ella toca la esfera de uno de los
péndulos; repite la operación con el otro péndulo. Enseguida acerca los dos péndulos.
70
Observa:
Figura 26. Las propiedades eléctricas de la materia.
Registro de observaciones
¿Qué sucedió al acercar las dos esferitas?_____________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Debido a que:__________________________________________________________
_____________________________________________________________________
_____________________________________________________________________
Experimento III
Objetivo
Conocer las propiedades de los rayos catódicos, para establecer que la materia tiene
cargas eléctricas.
Hipótesis
¿A qué se debe que los tubos al vacío al conectar una corriente de alto voltaje, producen
un flujo luminoso?________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
71
¿Qué necesitas?
☞
☞
☞
☞
☞
1 Tubo de rayos catódicos
1 Tubo de Crookes con cruz de Malta
1 Tubo de rayos catódicos con molinete
1 Bobina Tesla
1 Imán de barra
Prevención y seguridad
La indicada para el trabajo en el laboratorio
Cuando uses aparatos eléctricos toma los cuidados necesarios, la bobina Tesla debes
usarla por periodos de 20 segundos y no debes tocar el electrodo.
¿Cómo hacerlo?
Conecta la bobina Tesla a una toma de corriente y acerca el electrodo al cátodo del tubo
de rayos catódicos y observa. Acerca el imán al tubo y observa.
Repite la operación con el tubo de la cruz de Malta y después con el molinete.
Observa.
Figura 27. Tubo de rayos catódicos.
Figura 28 . Tubo de Crookes con Cruz de Malta
molinete.
Figura 29 . Tubo de Rayos Catódicos con
72
Registro de observaciones:
1.- ¿Cómo es la trayectoria de los rayos catódicos?______________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
2.- ¿Qué sucede con los rayos catódicos al acercar el imán?______________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
3.- ¿Qué se observa en el tubo con la Cruz de Malta?____________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
4.- ¿Qué observas en el tubo con el molinete? _________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Cuestionario de reflexión
1. En el experimento I; ¿Qué carga eléctrica adquiere la barra de plástico?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Y la de vidrio? __________________________________________________________
2. ¿Qué es la electrificación? ______________________________________________
_______________________________________________________________________
3. Escribe las Leyes de las cargas:__________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
4. En el experimento III. ¿A qué se debe la sombra que se observa en el fondo del tubo
con la cruz de Malta?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
73
5. ¿Por qué se mueve el molinete al acercar la bobina Tesla? _____________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Conclusiones
De acuerdo al cuestionario de reflexión, contrasta tus hipótesis con los resultados
obtenidos y elabora tus conclusiones.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
74
EXPLICACIÓN INTEGRADORA
Hasta este momento ya sabes que....
LA NATURALEZA ELÉCTRICA
DE LA MATERIA
se abordó en
CARGAS
ELÉCTRICAS
RAYOS
CATÓDICOS
donde se postula que
donde se
LA MAYORÍA DE
LOS CUERPOS
TIENEN CARGA
OBSERVAN
DIFERENTES
PARTÍCULAS
de tipo
como el
POSITIVA
NEGATIVA
PROTÓN
ELECTRÓN
siendo fundamentales
para el
MODELO ATÓMICO DE
THOMSON
75
2.2 RADIACTIVIDAD
2.2.1 ANTECEDENTES HISTÓRICOS
El físico francés Henri Becquerel observó en 1896 al trabajar con minerales en el
Museo de Historia Natural de París que algunos de éstos emitían radiaciones
espontáneas, lo que le llevó a pensar que se trataba de radiaciones del mismo tipo que
los rayos X, pues eran capaces de velar una placa fotográfica que había cerca de los
minerales. Tal suceso condujo a Becquerel a clasificar los minerales que producían la
impresión de la placa fotográfica, sin que ésta se expusiera a los efectos de la luz solar,
concluyendo que todas las sales de uranio (U) producían el mismo efecto. A fines del
siglo pasado se comprobó que la propiedad de emitir radiaciones no era exclusiva del
uranio, pues también se observó en el torio (Th).
En 1898, María Sklodowska y Pierre Curie aislaron dos nuevos elementos: el
polonio (Po) y el radio (Ra) como impurezas en el sulfuro de bismuto y en el cloruro de
bario. Ambos elementos también manifestaban la emisión de radiaciones, pero con
mayor intensidad que el uranio. A estos elementos que presentan la propiedad de
emitir radiaciones en forma espontánea se les llamó radiactivos y al fenómeno
radiactividad.
Entre los años de 1900 a 1903 Joseph Thomson, Villard, Frederick Soddy y Ernest
Rutherford, tras experimentar en un dispositivo como el que se muestra en la figura 30,
concluyeron que existen tres tipos de emisiones radiactivas: alfa, la cual se compone de
iones He 2+ (partículas alfa D ); beta que se compone de electrones (partículas E ), y
gamma que no cuentan con ningún tipo de carga (rayos gamma).
Figura 30. Representación esquemática de la obtención de los tres tipos de emisión radiactivas.
76
Es importante mencionar que el poder de penetración de cada tipo de rayo es diferente:
en los rayos alfa es bajo, en los rayos beta regular, y en los rayos gamma es alto.
2.2.2 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
¿Cuáles fueron los antecedentes que permitieron postular el modelo
atómico que actualmente se conoce?.
Rutherford puso a prueba el modelo de Thomson (conocido como “pastel de pasas”) con
sus experimentos sobre la radiación alfa y demostró que tal modelo era insostenible.
En 1908-1909 bajo la guía de Rutherford, Hans Geiger y E. Marsden reportaron
experimentos significativos respecto de la estructura del átomo. Estudiaron el efecto
del bombardeo de partículas alfa sobre una laminilla de oro, que se seleccionó
porque puede laminarse fácilmente, con espesores de hasta 100 átomos. Sin embargo,
al igual que otros sólidos, el oro casi no puede comprimirse, por lo que se supone que
sus átomos tienen un empaque muy compacto (figuras 31 y 32).
Figura 31. Dispersión de las partículas alfa.
Figura 32. Interpretación de Rutherford al bombardeo de
átomos de oro con partículas alfa.
A partir de los experimentos anteriores, Geiger y Marsden encontraron que:
1. La mayor parte de las partículas alfa pasaban a través de los átomos de oro,
supuestamente del empaque compacto con poca o ninguna desviación, por lo que
Rutherford supuso que la mayor parte del átomo es espacio vacío.
2. La segunda observación permitió
desviadas.
descubrir que unas cuantas partículas eran
3. Algunas partículas alfa rebotaban en el oro.
77
¿Qué pasaría si Rutherford, Geiger y Marsden hubieran utilizado partículas
Beta ( E ) en lugar de partículas Alfa ( D )?.
a) Postulados del modelo atómico de Rutherford.
En virtud de que las partículas alfa son repelidas, Rutherford dedujo que debía existir
una parte del átomo más pesada que las partículas alfa y de carga positiva, a la cual
llamó núcleo atómico. Rutherford describió su modelo atómico como un sistema solar
en miniatura que consistía en lo siguiente:
- Cada átomo tiene un pequeño centro llamado núcleo.
- En el núcleo se concentra la mayor parte de la masa del átomo y toda la carga positiva
(protones).
- Los electrones del átomo están muy separados del núcleo, formando la superficie
externa del átomo.
Para darte idea de la magnitud del vacío que existe en el átomo, coloca en la línea de la
portería de un campo de fútbol un pequeño balín o canica (el electrón) y a la mitad del
mismo una pelota de ping pong, beisbol, futbol o basquetbol (el núcleo) y apreciarás el
enorme vacío que hay en el átomo.
A continuación te mostramos la representación orbital, según Rutherford, de algunos
elementos químicos.
Figura 33. Representación de diferentes elementos de acuerdo con el modelo de Rutherford.
78
En mayo de 1911, Rutherford publicó en el Journal of the Literary and Philosophical
Society de la ciudad de Manchester un informe sobre sus descubrimientos, el cuál los
físicos de esa época tomaron con reserva, pues los electrones no podían mantener la
trayectoria circular que proponía porque, de acuerdo con las leyes de electromagnetismo
clásico, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado, que está acelerado o cuya
dirección lineal es modificada, emite radiación electromagnética, en tanto según el
modelo de Rutherford el electrón debería emitir radiación electromagnética, lo que
llevaría a la disminución de la energía del electrón, que en consecuencia describiría una
trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo. Vemos que al suponer que el electrón gira
alrededor del núcleo, Rutherford no logró impedir que se precipitara sobre éste. (figura
34).
Figura 34. En el modelo planetario del átomo, el electrón describiría una espiral decreciente alrededor del núcleo hasta ocurrir
el colapso.
A continuación te presentamos las ventajas y desventajas que se han encontrado en el
modelo de Rutherford.
VENTAJAS
DESVENTAJAS
-Surgió el concepto de Núcleo -Rutherford no logró evitar que el
Atómico.
electrón se colapsara contra el
-Permitió explicar la distribución de núcleo.
masas positivas y negativas en el
átomo.
-Sirvió para fabricar instrumentos
que detectan la radiación D,E y J
ejemplo de ello es el contador
Geiger.
79
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Contesta las preguntas que se te presentan a continuación.
1. ¿Qué lugar del átomo contiene la mayor parte de la masa?_____________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
2. ¿Cuáles son las diferencias entre electrón y protón?
Electrón:_____________________________________________________________
____________________________________________________________________
Protón:______________________________________________________________
____________________________________________________________________
3. ¿Qué experimento condujo a Rutherford a deducir los siguientes postulados:
a) El núcleo del átomo contiene la mayor parte de la masa atómica.
b) El núcleo del átomo tiene carga positiva.
c) El átomo en su mayor parte es espacio vacío.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
4. Describe el átomo que se imaginó Rutherford
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
2.2.3 MODELO ATÓMICO DE BOHR
Partiendo de las propuestas hechas por Thomson y Rutherford, Niels Bohr (1885-1962)
desarrolló un modelo atómico mediante el cual pudo dar respuesta a las interrogantes
sobre los dos modelos anteriores.
Para lograr lo anterior, Bohr tuvo que recurrir a la física: la electricidad y el magnetismo,
estas áreas dieron las bases para comprender el comportamiento de los electrones en
los átomos.
80
a) Espectros
La Luz se propaga en el espacio en forma ondulatoria. En 1865 James Clerk
Maxwell determinó que las ondas de luz tienen carácter electromagnético, es decir, que
pueden interactuar con los cuerpos cargados y con los dipolos magnéticos (como la
brújula). El físico alemán Heinrich Hertz demostró experimentalmente esta hipótesis al
medir la velocidad con que se propagan a través del espacio los impulsos
electromagnéticos generados por una descarga eléctrica y comprobó que es idéntica
a la velocidad de la luz.
Veamos cómo se pueden interpretar las propiedades de la luz mediante una teoría
ondulatoria: cada onda se caracteriza por su longitud ( O ) (figura 35), amplitud y la
velocidad con que viaja; la longitud de onda determina su color y se representa por la
letra griega lambda ( O ); la amplitud determina su intensidad, es decir, su brillantez; la
velocidad de la luz es de 300 000 km/seg ó 3 x 108 m/s y se representan por la letra c;
la frecuencia se define como el número de ondas que pasan por un punto dado en un
segundo y se representa por la letra nu o ny (v), y la unidad de medida de la frecuencia
es de hertz (ciclos/segundo).
Figura 35. Representación de una onda electromagnética.
¿Por qué la velocidad de procesamiento de una computadora se expresa en
Megahertz?.
El espectro es la imagen de una radiación que se obtiene después de que ésta se
descompone en las diversas radiaciones simples que la integran (figura 36).
A0= Angstrom, el cual equivale a 10-8 metros.
81
Figura 36. Espectro de la energía radiante o espectro electromagnético.
Ejemplo de ello es la formación de un arco iris después de llover y aparecer el sol,
efecto que se debe al paso de la luz solar a través de pequeñas gotas de agua que se
encuentran en suspensión en la atmósfera, las cuales producen la dispersión de la luz,
es decir, su descomposición en los diferentes colores que la constituyen. Este fenómeno
lo reprodujo Marcus Marci en 1664 al hacer pasar un rayo del sol a través de un prisma
(base de cualquier espectroscopio) que, a la vez, proyectó sobre una superficie blanca
en la pared (figura 37).
Figura 37. Espectro continuo de la luz solar.
82
En 1802, el químico inglés Williams Wollaston advirtió mediante el primer
espectroscopio de rejillas, que el espectro de la luz visible tenía dentro del arco iris
ciertas líneas oscuras de diferente grosor, lo que lo llevó a descubrir las líneas oscuras
del espectro del sol, las cuales cien años más tarde cobraron gran importancia en las
investigaciones sobre la estructura del átomo.
Figura 38. Espectroscopio de rejilla.
Joseph von Fraunhofer perfeccionó el espectroscopio y llegó a contar hasta 574
bandas, nombró las principales, señaló su ubicación exacta en el espectro e investigó el
origen, orden y significado de las líneas oscuras del espectro solar, Más tarde, Gustav
Kirchhoff y Robert Bunsen interpretaron el misterio de las rayas de Fraunhofer mediante
el procedimiento de hacer pasar luz a través de una muestra de sodio gaseoso, lo que
evidenció que en el Sol hay sodio, pues apareció una de las rayas oscuras de
Fraunhofer en el experimento. Así nació el análisis espectral, que permite en la
actualidad conocer qué elementos hay no sólo en el Sol y en la Tierra, sino también en
cuerpos celestes tan lejanos como las estrellas.
Los espectros se clasifican de la siguiente manera: de bandas, de líneas y continuos, de
los cuales sólo se hará referencia a los de líneas, debido a que cada elemento en estado
gaseoso tiene su propio espectro de líneas (figura 39). Estos se clasifican en: espectro
de líneas de absorción y espectro de líneas de emisión.
83
Figura 39. Los espectros de distintos elementos permiten el análisis espectral de las estrellas.
Espectro de líneas de absorción. Se produce al enviar luz blanca a través de un
elemento en estado gaseoso (como el experimento de Kirchhoff). Los átomos de gas
absorben radiación de ciertas longitudes de onda que aparecen como líneas oscuras
después de que el prisma dispersa la luz (figura 40).
Figura 40. Espectrómetro para obtener el espectro de absorción de un gas.
84
Espectro de líneas de emisión. Se produce cuando se hace pasar una corriente
eléctrica a través de un tubo que contiene un elemento gaseoso. Esto se observa en
los tubos de luces de neón, sodio o de mercurio. Una vez que la luz pasa a través
del prisma se observan sólo unas pocas líneas de colores.
Figura 41. Espectroscopio para observar un espectro de emisión de un gas.
Espectro de líneas del hidrógeno. Cada banda o línea corresponde a la longitud de
onda de la energía emitida cuando el electrón de un átomo de hidrógeno, que
previamente absorbió energía, cae a un nivel de energía menor, cómo lo explicó el
modelo atómico del danés Niells Bohr.
b) El átomo de Bohr
En 1911 ya se habían sentado las bases del siguiente paso en la evolución de la
estructura del átomo; se sabían de él sus dimensiones y su masa; que estaba formado
de un núcleo, de órbitas y de electrones. Así pues, se tenían dos modelos
irreconciliables: el de Thomson y Rutherford. Había buena cantidad de datos, leyes,
experimentos, pero no existía un modelo del átomo que resolviera las contradicciones
que había entre la teoría y la realidad, hacía falta alguien que resolviera y revolucionara
todos los conocimientos acumulados y los ordenara en un modelo congruente con lo que
se sabía, y ése fue Niells Bohr.
Además, Bohr ligó tres conceptos físicos: átomos, radiaciones y electrones
mediante el concepto quantum propuesto por el físico alemán Max Planck al explicar la
naturaleza de la energía radiante emitida por las sustancias candentes. Albert Einstein
utilizó la teoría de Planck y llegó a la conclusión de que la radiación no puede ni emitirse
ni absorberse de manera continua, sino que la energía radiante es discontinua y
consiste en paquetes individuales de energía llamados quantum o fotones.
85
Bohr propuso en 1913 una teoría atómica que no sólo explicaba los espectros de líneas,
sino también la causa por la que no caen los electrones al núcleo, modelo que le
permitió calcular la posición de las líneas del espectro de hidrógeno (figura 42).
Figura 42. Espectro de emisión del hidrógeno.
Bohr empezó su estudio con el modelo del sistema solar de Rutherford, y al efecto
impuso limitaciones a la energía y al movimiento de los electrones. También demostró
matemáticamente que las líneas del espectro de hidrógeno se originan al pasar un
electrón de un nivel a otro, por lo que el electrón emite energía cuya frecuencia se
pude calcular, encontrando que éste gira en órbitas circulares o en radios bien definidos,
nunca en órbitas de radios intermedios.
Estos radios bien definidos tienen ciertos valores, los cuales se obtienen a partir de
números positivos (1, 2, 3, etcétera), a los que se les asigna la literal n, la que se
denomina número cuántico principal. Los valores de n se pueden sustituir en otra
ecuación, lo que permite calcular las frecuencias de las líneas espectrales del hidrógeno.
Los valores de n en el modelo atómico de Bohr, tienen un significado físico; por
ejemplo, si n = 1, significa que los electrones se encuentran más cercanos al núcleo, en
la capa u órbita más interna; los electrones con un valor de n = 2 están a continuación de
los n = 1, y conforme nos alejamos del núcleo, se encuentran ahora en una capa
superior con más energía. (figura 43).
n=1
n=2 n=3 n=4
Figura 43. Niveles principales de energía para el átomo de hidrógeno según Bohr.
86
En este sentido, cuando los niveles energéticos que ocupan los electrones se
encuentran en una situación de energía relativamente baja, se dice que se encuentra el
electrón en un estado basal (n=1), y cuando se somete a altas temperaturas u otra
forma de energía, los átomos pasan a un nivel de energético mayor, el cual se denomina
estado de excitación. Al respecto, cabe hacer notar que cuando estos electrones
descienden un nivel energético se presenta un decremento de energía, el cual se
manifiesta en forma de un fotón o cuanto de luz. La cantidad de energía que se
absorbe o se emite es igual a la diferencia de energía entre los dos niveles energéticos.
De acuerdo con lo anterior, ¿cada uno de los “saltos” que da un electrón
hacia un nivel energético menor emitirán un quantum de luz de diferente
color?.
Durante algún tiempo el modelo de Bohr fue en extremo atractivo, no sólo porque explicó
las enigmáticas regularidades de los espectros de líneas, sino porque añadió la hipótesis
de que las propiedades químicas dependen del número de electrones externos; así, hizo
posible contar con un modelo racional que explicará las propiedades químicas periódicas
de los elementos. Su razonamiento es el siguiente:
Cómo sólo son permitidos ciertos valores energéticos específicos (designados por n = 1,
2, 3, 4...) para los electrones en los átomos, de la misma manera el número de
electrones en cada órbita también debe estar limitado, es decir, debe tener un máximo.
Este máximo es igual a 2n2. De esta forma, el nivel energético con n = 1 tendrá una
población máxima de dos electrones >2 (1)2 = 2@; el segundo nivel >2(2)2 = 8@; el tercero
>2(3)2 = 18@; el cuarto >2(4)2 = 32@, y así sucesivamente.
Imaginemos la construcción sucesiva de los átomos mediante la adición de electrones
alrededor del núcleo: para tener un átomo neutro, debemos poner en órbita tantos
electrones como protones existan en el núcleo, y cada electrón ingresa en el nivel
energético de menor energía que esté disponible o vacío. En el caso hidrógeno
con z = 114 ,el electrón solitario ingresa en el nivel n = 1; el helio con z = 2 también
acomoda sus electrones en el nivel 1; pero en el caso del litio, con tres electrones, el
tercer electrón ingresaría en el nivel 2, dado que el n = ya está lleno.
La siguiente tabla presenta una lista de los 18 primeros elementos en relación con el
aumento de su número atómico.
Tabla 3.
14
Representa la carga nuclear o el número de protones de un átomo.
87
El helio (He2) y el neón (Ne10) se llenan por completo y son químicamente inertes; el
argón (Ar18) es otro elemento que no es reactivo, del que se debería esperar que tuviera
completo el tercer nivel hasta los 18 electrones, pero se observa que tan sólo tiene ocho;
sin embargo, el argón se comporta como si tuviera su capa externa llena, lo mismo que
ocurre con los demás elementos pertenecientes a este grupo en la tabla periódica : Kr,
Xe y Rn.
Na
O
Be
H
He
H1
He2
n=1
Be4
O8
n=2
Na 11
n=3
Figura 44. Representación de diferentes elementos de acuerdo con el modelo de Bohr.
Aportaciones y limitaciones del Modelo de Bohr
APORTACIÓN
LIMITACIÓN
-Describe con precisión el espectro -No explica los espectros de otros
atómico observado en el átomo de elementos ni la estructura del espectro, es
hidrógeno.
decir, se encontró que las líneas
espectrales no eran líneas sencillas, sino
-Explica la estabilidad de los átomos a un conjunto de varias de ellas.
partir de la existencia de niveles de
energía o estados estacionarios, en los
cuales, a pesar de que está acelerado, el
electrón no emite radiación y, por lo
tanto, no cae al núcleo.
-En los átomos, las propiedades químicas
están determinadas por los electrones
más alejados del núcleo y no por los más
internos.
-Para elementos de la misma familia
química, los electrones de valencia son
los mismos y la tendencia a cederlos
crecerá conforme aumente el número de
niveles en el átomo, pues los electrones
externos estarán ligados débilmente al
núcleo.
88
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 4
“ESPECTROS DE EMISIÓN”
Objetivo
Observar los espectros de emisión de algunas sustancias, mediante experimentos
donde se manifiesten estas características, para que los utilicen en el conocimiento de
la estructura de la materia.
Cuestionario de conceptos antecedentes
a) ¿Cuál es la naturaleza de la luz?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
b) ¿Por qué las sustancias emiten luz al calentarlas?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
c) ¿A qué se le llama espectro?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
d) ¿Qué es el espectro electromagnético ?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
e) ¿Por qué se dice que los espectros de líneas son como las huellas dactilares?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
89
Experimento I
Objetivo
Observar los espectros de emisión de algunas sales, para reconocer que la
espectroscopía es un método de identificación cualitativo.
Hipótesis
¿Por qué algunas sustancias al ser calentadas producen una luminiscencia?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Qué necesitas?
Materiales
☞
☞
☞
☞
Sustancia*
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
1 Mechero Bunsen
1 Espectroscopio de rendija
1 Portacaja con alambre
1 Vaso de 100 ml
* Las cantidades a usar son aproximadas
20 ml Ácido clorhidrico
0.5 g Cloruro de sodio
0.5 g Cloruro de litio
0.5 g Cloruro de potasio
0.5 g Cloruro de bario
0.5 g Cloruro de cobre
0.5 g Cloruro de estroncio
Prevención y seguridad
La indicada para el trabajo en el laboratorio y la indicada para el uso del mechero.
¿Cómo hacerlo?
Toma por medio de la porta-asa, un poco de cada una de las sustancias y colócala a la
flama del mechero:
Cloruro de estroncio
Cloruro de litio
Cloruro de potasio
Cloruro de bario
Cloruro de cobre
Cloruro de sodio
90
Observa la coloración de la flama en forma directa y luego por el espectroscopio.
NOTA: Antes de poner a la flama una sal en el alambre, introduce éste en el vaso que
contiene ácido clorhídrico para lavarlo y en seguida ponlo a la flama del mechero con el
fin de eliminar impurezas. Repite la operación hasta que el alambre no dé coloración a
la flama.
Figura 45. Experimentación a la flama espectroscópica.
Registro de observaciones
Anota tus observaciones en el siguiente cuadro:
Sustancia
Color de la flama
Cloruro de litio
Cloruro de potasio
Cloruro de bario
Cloruro de cobre
Cloruro de estroncio
Cloruro de sodio
91
Observaciones
Experimento II
Objetivo
Observar la producción de los espectros ópticos para reconocer a la espectroscopía
como un método de obtención.
Hipótesis
¿Qué sucede si a un gas se le hace pasar corriente de alto voltaje?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Qué necesitas?
☞ 1 Bobina Tesla
☞ 1 Espectroscopio
☞ 1 Soporte Universal
☞ 1 Pinza de tres dedos con nuez
☞ Tubo de descarga de diferentes gases
Prevención y seguridad
La indicada para el trabajo en el laboratorio.
Cuando uses aparatos eléctricos toma los cuidados necesarios, la bobina Tesla debes
usarla por periodos de 20 segundos y no debes tocar el electrodo.
¿Cómo hacerlo?
Monta el tubo de descarga de hidrógeno en el soporte universal, por medio de las
pinzas, acerca la bobina Tesla a uno de los extremos: observa la luz producida; primero
de manera directa y después con el espectroscopio. repite la operación con los otros
tubos de descarga.
92
Figura 46. Espectroscopía por inducción de rayos catódicos.
Registro de observaciones
Anota tus observaciones en el siguiente cuadro.
Tubo de descarga
Color (directa)
Color (espectroscopio)
Observaciones
Cuestionario de reflexión
1. ¿Por qué cada sustancia emite luz diferente?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
2. ¿Qué le ocurre a la luz cuando pasa a través del prisma del espectroscopio?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
93
3. ¿Cuál es la diferencia entre el espectro de la luz solar y los observados ?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
4. ¿Qué se necesita, en cada caso, para que la sustancia emita luz?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
5. ¿Cómo apoyan estos experimentos al estudio de la estructura atómica?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Conclusiones
De acuerdo al cuestionario de reflexión, contrasta tus hipótesis con los resultados
obtenidos y elabora tus conclusiones.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
c) Modelo atómico de Bohr-Sommerfeld.
¿Qué características tiene la órbita propuesta por Bohr?.
¿Qué es el número cuántico principal?.
No debe sorprendernos que el éxito de la teoría de Bohr en la explicación del espectro
de hidrógeno no se repitiera en la de otros elementos dado que ésta sólo es exacta en
un sistema atómico compuesto de un electrón y el núcleo. Por ello fracasó aun con el
sencillo átomo de helio, que tiene dos electrones y un núcleo.
Arnold Sommerfeld razonaba que si el átomo es homólogo al sistema, el electrón debe
girar no sólo en círculos, como el modelo de Bohr, sino también en elipses, con la
particularidad de que el núcleo debe hallarse en uno de los focos de éstas. Sommerfield
trabajó en un nuevo modelo que suponía la existencia de un segundo número entero, el
número cuántico secundario, cuyos valores enteros iban de l = 0, 1, 2... n -1, es decir, el
número de elipses admisibles no supera el número cuántico principal n que numera los
estados estacionarios.
94
Tabla 4. Muestra de los valores de n y l y las formas de las órbitas.
Valores de n
Valores de ( l )
Formas de órbita
1
0
circular
2
0
1
elíptica
circular
0
1
2
elipse excéntrica
elipse
circular
0
1
2
3
elipse muy excéntrica
elipse excéntrica
elipse
circular
3
4
Pero ni siquiera dos números cuánticos n y I explicaron todas las particularidades raras
de los espectros. Por ejemplo, si el átomo radiante se coloca en un campo magnético, el
desdoblamiento de rayas espectrales se efectúa de modo distinto (efecto zeeman), esto
indica que el electrón en la órbita es sensible al campo magnético; tal sensibilidad se
manifiesta sólo si hay subniveles de energía, los cuales estaban definidos por tres
números cuánticos n, l y m de los cuales los dos primeros ya se conocen, en tanto que
el tercero (m) se conoce como número cuántico magnético o de orientación, cuyos
valores van desde -l hasta + y; por ejemplo, si l = 2, m puede valer -2, -1, 0 ,1 y 2, y
existen cinco orientaciones diferentes de las órbitas como lo muestra la tabla 5.
Tabla 5. Valores de l y m y el número de órbitas para cada subnivel
Nombre de
subniveles
s
p
d
f
Valores de l
Posibles valores de m
0
1
2
3
0
-1, 0, 1
-2, -1, 0, 1, 2
-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
Número de
órbitas
1
3
5
7
Las letras s, p, d, f se eligieron basándose originalmente en las observaciones de los
espectros de líneas, en las que se detectó que ciertas líneas pertenecen a una serie
“bien definida” (sharp), y éstas se asocian con las transiciones energéticas que incluyen
la subcapa s; otras líneas pertenecen a las series que se llamaron principal, difusa y
fundamental, de donde derivan las designaciones s, p, d y f.
95
Aportaciones y limitaciones del modelo de Bohr-Sommerfeld
- Propuso órbitas elípticas, además de circulares, lo que implica la existencia de
subniveles de energía.
- No obstante que nuevas teorías desplazaron al modelo de Bohr y Sommerfeld, la
existencia de niveles cuantizados de energía y de los números cuánticos n, l y m no se
ha modificado. Lo que sí cambió en las teorías actuales es la concepción de que el
electrón es un corpúsculo que viaja en una trayectoria bien definida.
- Aun cuando la visión actual es mucho más compleja, lo que nos interesa en este curso
es explicar cómo las propiedades de los átomos tienen que ver con los niveles y
subniveles que ocupan sus electrones más externos, y para ello nos bastará el modelo
de Bohr y Sommerfeld.
2.2.4 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Si algún valor puede adjudicarse a las teorías de la estructura ello debe comprender el
de ser capaces de explicar las diferencias de reactividad de diversos elementos y
también el por qué de las propiedades físicas y químicas de los elementos, así como la
forma en que se repiten en la tabla periódica. La periodicidad de los elementos descarta
en forma definitiva a la masa o al número atómico como factores determinantes de la
reactividad química, por lo que los núcleos atómicos no son los responsables de la
conducta química de los elementos. Debemos buscar la explicación en la arquitectura
configuracional de los electrones externos a fin de saber por qué los elementos actúan
como lo hacen.
Al pasar de un elemento a otro en la tabla periódica, el número atómico y la carga
nuclear aumentan en una unidad. Para conservar la electroneutralidad de los átomos,
este progresivo incremento de la carga nuclear debe acompañarse de un aumento
simultáneo en el número de los electrones circundantes. En consecuencia, al pasar del
hidrógeno con z = 1 al laurencio con z = 103, el número de electrones alrededor del
núcleo debe incrementarse progresivamente de uno en uno, desde un electrón para el
hidrógeno hasta el valor de 103 para el laurencio. En virtud de que estos electrones
ocupan la estructura externa de los átomos, deben disponerse en los niveles y
subniveles de energía, cada uno de los cuales contiene un número máximo de
electrones, como ya se estudió en temas anteriores.
¿Cuál es el sucesivo acomodo de cada electrón en la arquitectura del átomo?.
No todos los electrones de un átomo se ubican a la misma distancia del núcleo
como lo establecieron Bohr y Sommerfeld, sino que se encuentran en niveles y
subniveles de energía. A los niveles de energía (n) se les asigna un número
comenzando por n = 1, para el nivel más cercano al núcleo, y así sucesivamente hasta
llegar al nivel n = 7, para los elementos conocidos. (Teóricamente el número de niveles
es infinito).
Si el electrón de un átomo se ubica en el nivel de energía (n = 6), ¿se
podría afirmar que dicho electrón cuenta con mayor energía que si estuviera
en n=1?.
96
Cada nivel de energía está ubicado más lejos del núcleo y los electrones en estos a
distancias más grandes tienen mayor cantidad de energía. El orden de los principales
niveles de energía es de:
1<2<3<4<5<6<7
Como se observa en la tabla 6, el número de electrones para cada uno de los niveles es
limitado, los cuales se pueden calcular con la fórmula 2n 2.
Tabla 6. Número máximo de electrones que pueden existir en cada
subnivel y en cada uno de los primeros cuatro niveles.
Nivel de energía
n=1
n=2
n=3
n=4
Subniveles
(orbitales)
Número de
electrones
s
s
p
2
2
6
s
p
d
2
6
10
s
p
d
f
2
6
10
14
2
8
2
32
Los principales niveles de energía tienen subniveles u orbitales que se identifican con las
letras s, p, d, f, en el orden siguiente:
s <p <d <f
Asimismo, la población de un nivel y de un subnivel está limitada a 2n2. Un subnivel s
puede acomodar como máximo dos electrones; un subnivel p sólo seis electrones;
un subnivel d 10 electrones, y un subnivel f 14 electrones, que corresponden al doble
del número de diferentes valores del número cuántico magnético 2 (2l + 1) = m.
Los electrones en los átomos polielectrónicos se distribuyen de acuerdo con la
energía de cada subnivel, de manera que los electrones ocupan primero los subniveles
de menor energía de acuerdo con el principio de construcción progresiva, como se
observa en la figura 47.
97
Figura 47. Orden de llenado de los subniveles atómicos de acuerdo con el principio de construcción progresiva.
La configuración del átomo con z electrones se obtiene al añadir un electrón más a la
configuración del átomo con z - 1 electrones, colocando el último de acuerdo con el
orden especificado en este esquema.
En la distribución de la población electrónica en niveles y subniveles se designa un
número que indica el nivel de energía, una letra que indica el subnivel y un índice que
indica el número de electrones; por ejemplo:
cinco electrones
2 p5
número cuántico
principal n = 2
subnivel p, l = 1
El número máximo de electrones que en el primer nivel de energía es de dos, se localiza
en el subnivel s, y se les designa como 1s2, el subnivel s del segundo nivel de energía (n
= 2) se identifica con 2s, el tercer nivel como 3s y, así, sucesivamente. Por otra parte, el
segundo nivel de energía, con un máximo de dos electrones en s y seis en p, se
identifica con 2s22p6.
El número de electrones presente en el átomo de un elemento es igual a su número
atómico y para establecer su configuración electrónica, la suma de los exponentes debe
ser igual a su número atómico.
Para comprender lo anterior, a continuación se describen las configuraciones
electrónicas de algunos elementos:
98
Elemento
He2
Li3
C6
F9
Fe26
Configuración electrónica
1 s2
1 s2 2s1
1 s2 2s2 2p2
1 s2 2s2 2p5
1 s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
De acuerdo con el ejemplo anterior elabora la configuración electrónica del siguiente
listado de elementos. Para llevar a cabo esta actividad te recomendamos tener presente
el número atómico de cada elemento, la tabla 5 y la figura 32 (principio de construcción
progresiva).
Elemento
Configuración electrónica
H1
_______________________________________________________________
Be4
_______________________________________________________________
B5
_______________________________________________________________
N7
_______________________________________________________________
O8
_______________________________________________________________
Ne10
_______________________________________________________________
Ga31
_______________________________________________________________
Como habrás notado, la secuencia que se presenta hasta el subnivel 3p es la que se
espera, conforme el aumento de energía, tanto de niveles como de subniveles, sin
embargo, después de haberse llenado el subnivel 3 p, con los del 3d, antes de que los
electrones entraran al subnivel 4s; mas como no se tiene este orden de llenado porque
el subnivel 4s tiene menor energía que el 3d; en consecuencia, debido a que los
subniveles se llenan de acuerdo con la energía creciente, los últimos electrones del
escandio al zinc se acomodarán primero en el 4s y después den el 3d.
a) Espín
Samuel Goudsmit propuso un cuarto número cuántico (ms) que describe las dos
formas en que un electrón puede orientarse con respecto de un campo magnético. Se
puede considerar que un electrón rota alrededor de su propio eje, ya sea en el sentido
de las manecillas del reloj (-1/2) o en el sentido opuesto en relación con el campo
(+1/2); a esta rotación o giro se le conoce con el nombre de espin electrónico.
99
La ubicación de los electrones en los átomos se puede describir en función de los cuatro
números cuánticos: n, 1, m y ms. Sin embargo, cabe hacer mención que no pueden
existir dos electrones en un mismo átomo con sus cuatro números cuánticos iguales.
Otro enunciado es el principio de exclusión de Pauling, llamado así en honor de
Wolfgang Pauli (1900-1958), el cual postula que si dos electrones de un átomo ocupan
un mismo subnivel entonces deben tener diferentes valores de ms; por ejemplo, en un
átomo de helio dos electrones ocupan el subnivel 1s del estado normal; éstos tienen
espines opuestos, y se dice que están apareados; luego entonces, sus números
cuánticos son:
n
l
m ms
1 0
0
+½
_____
1s
1 0
0
-½
n=1
Si dos electrones del átomo de helio tuvieran espines iguales, estarían sin aparear.
Al tener un subnivel del átomo diferentes orientaciones, los electrones se distribuyen en
éstas de manera que los espines queden paralelos. Este concepto se conoce como
regla de Hund, y significa que cada orientación se ocupa primero por un electrón y
después se forman parejas.
Para comprender lo anterior a continuación se describe la configuración electrónica
vectorial de un átomo de nitrógeno:
N7
= ___ ___ ____ ____ ___
1s 2s 2px 2py 2pz
n=1
n=2
En los subniveles 1s y 2s se encuentran apareados sus electrones porque sólo tienen
una orientación en el espacio, pero el subnivel 2p tiene tres orientaciones en el espacio y
al ubicar los electrones éstos tienen espines paralelos.
Los siguientes ejemplos muestran la aplicación de la regla de Hund y del principio de
construcción:
H1 ___
1s
Li3 ___ ___
1s 2s
Be4 ____ ____
1s
2s
100
N7 ___
1s
____ ____ ____ ___
2s
2px 2py 2pz
O8 ____ ____ ____ ____ ___
1s
2s
2px 2py 2pz
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Desarrolla la configuración electrónica vectorial de los siguientes elementos, recuerda
que debes tomar en cuenta el principio de construcción progresiva y la regla de Hund.
ELEMENTO
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
B5
________________________________________________________________
C6
________________________________________________________________
F9
________________________________________________________________
Ne10
________________________________________________________________
K19
________________________________________________________________
Rb37
________________________________________________________________
b) Configuraciones electrónicas y la tabla periódica.
¿Cuáles son las partes que conforman la tabla periódica de los elementos químicos?
La tabla periódica es un instrumento por medio del cual se conoce y comprende el
comportamiento químico de los elementos, así como el de los innumerables compuestos
que éstos integran. Está formada por siete periodos y 18 grupos, dividida en cuatro
bloques de elementos, s, p, d y f, dependiendo del subnivel donde se localice el electrón
diferencial (figura 48).
*Cabe hacer notar que el Helio (He2) corresponde al bloque s, por lo tanto se ubica en el
subnivel 1s al igual que el hidrógeno (H1)
101
Figura 48. Distribución de la configuración electrónica en la tabla periódica.
Los elementos que forman los bloques s y p se llaman representativos. Éstos
constituyen los grupos 1, 2 y 13 al 18, además tienen colocado su electrón diferencial en
el subnivel s ó p, según sea el caso; por ejemplo:
Li3 (1s2 2s1 )
N7
(1s2 2s2 2p3)
El conjunto de elementos con un electrón diferencial situado en el subnivel d forma los
grupos del 3 al 12 y se denomina de transición; por ejemplo:
Sc21 (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1)
Los elementos del bloque f tienen su electrón diferencial colocado en el subnivel f y
reciben el nombre de tierras raras o de transición interna; por ejemplo:
Pr59 ( 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f3 )
La siguiente tabla periódica muestra como se forman los bloques de elementos de
acuerdo con la configuración electrónica de su electrón diferencial (figura 49).
102
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Y DE TRANSICIÓN
Figura 49. Clasificación de elementos de acuerdo con su configuración electrónica.
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
A partir del siguiente listado de números atómicos, realiza en tu cuaderno, lo que se te
pide:
Menciona a qué elemento se refiere.
Desarrolla su configuración electrónica y vectorial.
Posteriormente, menciona en qué subnivel se ubica el (los) último (s) electrón(es)
Indica si el elemento corresponde al conjunto de elementos: representativos, de
transición o de tierras raras.
x Señala los niveles de energía que se encuentran en cada una de las configuraciones
electrónicas vectoriales (consulta la tabla 6).
x
x
x
x
Número atómico.
1) 14
6) 88
2) 25
7) 33
3) 66
8) 57
4) 74
9) 45
5) 2
10) 20
103
EXPLICACIÓN INTEGRADORA
x El estudio del comportamiento de las partículas cargadas en los tubos de rayos
catódicos permitió el descubrimiento de las tres partículas subatómicas básicas que
conforman el átomo: electrón, protón y neutrón.
x Los modelos atómicos evolucionaron gracias a los experimentos realizados: tubos de
rayos catódicos, bombardeo con partículas alfa a una lámina de oro, espectroscopia de
líneas y fenómenos nucleares.
x De un modelo atómico sin estructura e indivisible (de Dalton) se pasó a uno con
carácter eléctrico constituido por una esfera eléctrica positiva en la que se encuentran
los electrones, propuesto por Thomson.
x Con Rutherford aparece el núcleo, que concentra la mayor parte de la masa del átomo
y toda la carga positiva.
x A Bohr se debe el descubrimiento de por qué un electrón no se precipita al núcleo o no
emite radiaciones al estar girando alrededor éste. Con él aparece el primer número
cuántico llamado n (nivel).
Cabe hacer notar que el modelo atómico de Bohr sólo funciona para el átomo de
hidrógeno (un protón y un electrón)
x Sommerfeld propuso que existían órbitas circulares y órbitas elípticas de diferentes
tamaños, excentricidades y orientaciones, a partir del segundo nivel. A él se deben el
segundo y el tercer número cuántico: l y m.
x En un átomo la cantidad de protones es igual al número atómico y la cantidad de
protones es igual a la cantidad de electrones; la suma de protones y neutrones es igual
al número de masa; los electrones están distribuidos en niveles de energía principales
y en subniveles, para los cuales existe una cantidad máxima de electrones; el orden de
ocupación de los niveles y subniveles de energía puede predecirse mediante el
principio de construcción progresiva.
x La configuración electrónica es el conjunto de electrones que hay en cada subnivel de
energía y que ubica a todos los electrones dentro de un átomo; aquélla constituye la
base que permite comprender y predecir muchas propiedades de los elementos.
104
2.3 FENÓMENOS NUCLEARES
2.3.1. ISÓTOPOS
El hombre siempre ha vivido a merced de las radiaciones y seguirá viviendo con ellas.
Éstas se encuentran en el agua que se bebe, proveniente del uranio y el radio; la leche
contiene potasio -40; los vinos añejados contienen tritio y el cuerpo humano produce
aproximadamente 400 000 desintegraciones radiactivas por minuto.
El incremento en los fuentes de radiación artificial en las plantas nucleares y en la
experimentación de bombas atómicas, así como el manejo irracional de los residuos
radiactivos, amén de las pruebas atómicas en la atmósfera y en el subsuelo; y los
errores en el diseño y operación de los reactores, puede ocasionar efectos nocivos en el
hombre si se rebasan los límites permitidos. Pese a ello, el hombre moderno tiene
necesidades de alimentos, ropa, habitación, salud, transportación, etc., se requiere de
energía para obtenerlos, por lo cual, bajo la amenaza de que las reservas de petróleo y
gas natural se agoten algún día, ha buscado la energía nuclear como la más importante
opción para solucionar dicho problema, a pesar de que conlleve gran peligro para la
humanidad y la naturaleza.
Las ventajas y desventajas de la energía nuclear son múltiples, lo que representa un
dilema que debe resolverse con madurez, evitando gastos innecesarios en las áreas
bélicas y canalizando los recursos hacia la batalla contra las enfermedades, el hambre y
las condiciones infrahumanas de vida.
En toda reacción química que se ha estudiado en los fascículos anteriores, los
elementos han mantenido su identidad, sean reactivos o productos.
En éste,
estudiaremos el llamado fenómeno nuclear, que implica cambios en el núcleo de los
elementos. A continuación se mencionan algunas características que diferencian los
cambios químicos de los cambios nucleares.
Cambio químico. No produce nuevos elementos puesto que normalmente intervienen
los electrones externos, la energía liberada o absorbida es pequeña y la velocidad de
reacción depende de factores externos, tales como concentración, temperatura,
etcétera.
Cambio nuclear. Algunos elementos pueden convertirse en otros, intervienen las
partículas interiores del núcleo, absorben o liberan una gran cantidad de energía y la
velocidad es independiente de la concentración, temperatura presión, etcétera.
Pero, ¿qué significa el término de isótopo?.
Este término se emplea para referirse a los “átomos del mismo elemento que tiene
diferente número de neutrones en el núcleo”.15
Por ejemplo: C12 ó C14; O15, O16 u O17
15
Tomado de Garritz, A y Chamizol, J. Química. Addison-Wesley Iberoamericana, 1994, USA. pp. 95.
105
a) Isótopos y sus aplicaciones.
Los isótopos tienen numerosas aplicaciones prácticas por sus velocidades de
desintegración conocidas o simplemente porque emiten continuamente radiación, entre
las cuales están:
Determinación de la edad de restos fósiles. La edad de productos de origen orgánico
se puede estimar con los núcleos de carbono -14, el cual se incorpora a los seres vivos
mientras viven (cuando fallecen ya no lo incorporan). Por lo tanto, la actividad del
carbono -14 es una medida del tiempo que ha pasado desde su muerte.
El carbono-14 es útil de 500 a 50 000 años. Para determinar la fecha de objetos más
antiguos se utiliza el potasio, que es útil de 10 000 a 1 300 000 000 años, y el renio-187,
que puede determinar desde 40 millones de años a la edad del universo.
Medicina. El sodio-24 se utiliza para seguir el recorrido de la sangre y localizar
obstrucciones del sistema circulatorio, en tanto el plutonio-238 puede convertirse en
energía eléctrica para hacer funcionar un marcapasos.
Estudio de las reacciones químicas. Con el uso del tritio, carbono-14, oxígeno-18,
sodio-24, fósforo-32 y azufre-35 y de contadores de Geiger se puede seguir la
trayectoria de los átomos radiactivos a través de todos los pasos intermedios de un
metabolismo o de la obtención de un producto. Asimismo, se estudian muchos procesos
químicos y bioquímicos tanto en matraces como en plantas y animales. También se
pueden usar isótopos no radiactivos como deuterio, carbono-13, oxígeno-17,
etcétera.
Esterilización. Se irradia a los machos con rayos gamma, los cuales alteran sus células
reproductivas y se les esteriliza.
Conservación de alimentos. La irradiación de algunos alimentos retrasa la germinación
y permite almacenarlos durante largos periodos.
Aplicaciones industriales. Se utilizan isótopos para medir el espesor del metal o
papel, la cantidad de flujo de un gas o un líquido; para determinar las fugas de
tuberías, el desgaste o estado físico de equipo de edificios; para obtener nuevos
elementos, producción de energía eléctrica, etcétera.
2.3.2 NEUTRÓN
La tercera subpartícula estable había pasado inadvertida hasta que Rutherford predijo su
existencia en 1920. Walter Bothe observó, en 1930, la primera evidencia de ésta. En
1932 James Chadwick repitió el trabajo de Bothe y observó partículas de gran energía
sin carga, esencialmente de la misma masa del protón, que en la actualidad se conocen
como neutrones.
¿Por qué se presenta la radiactividad?.
106
Uno de los factores relacionados con la estabilidad nuclear es la relación favorable
neutrones-protones. Para los elementos ligeros esta estabilidad se presenta en los
núcleos con una relación cercana a un protón por cada neutrón. Según aumenta el
número de protones, se necesita mayor número de neutrones para que los núcleos sean
estables porque con ello se reduce la repulsión entre protones.
Los elementos inestables se transforman en estables por medio de cambios
nucleares, que son la esencia de la radiactividad. Los elementos que presentan una
estabilidad especial16 son:
4
2 He,
16
8 O,
40
20 Ca,
88
38 Sr
y
208
82 Pb
En este sentido, las radiaciones más comunes que se emiten desde el núcleo de los
isótopos radiactivos son: las partículas alfa, las partículas beta, y los rayos gamma.
Sin embargo, un isótopo radiactivo no emite simultáneamente partículas alfa y beta, sino
que por lo general, los rayos gamma se emiten con las partículas alfa o beta, debido a
los ajustes de energía interna del núcleo del átomo.
Tabla 7. Principales propiedades de las radiaciones nucleares.
Radiación
nuclear
Alfa
Símbolo
4
He
2
Masa
(uma)
Carga
Velocidad
Penetración
4.0026
2+
0.1 C
electrón
moderada
radiación
electromagnética
baja
Beta
-1
0.00055
1-
0.9 C
baja
baja a
moderada
Gamma
J
0
0
C
alta
0
e
Identidad
núcleo de helio
Efecto de
ionización
alta
Vida Media
Una muestra de material radiactivo, no importa su tamaño, siempre presenta rapidez de
decaimiento constante. El tiempo en el cual la mitad de los átomos radiactivos iniciales
se transforman se conoce como tiempo de vida media, que es característico de cada
núcleo; por ejemplo el radón-219 es un emisor alfa que emite la mitad del total de
partículas alfa en cuatro segundos.
Si se tiene un gramo de radón-19, después de cuatro segundos sólo quedan 0.5 gramos,
pues la mitad del material se ha transformado en polonio.215; después de ocho segundo
habrá 0.25 g, y después de 12 segundos habrá 0.125 g. No es posible decir cuando se
desintegra un cierto átomo, pero sí podemos predecir el tiempo que requerirá para que
se desintegre la mitad de un gran número de ellos.
16
En este tema el subíndice será utilizado para indicar el número de neutrones de un elemento.
107
2.3.3 ENERGÍA DE AMARRE
¿Por qué se libera gran cantidad de energía en los cambios nucleares?.
La respuesta la dio Einstein: se trata de un fenómeno de transformación de masa en
energía.
Uno de los grandes hallazgos del siglo XX es el hecho de que las masas de los
átomos son siempre inferiores a la suma de las masas, de los protones y neutrones
individuales que los forman. Por ejemplo, la masa calculada para los dos protones y
dos neutrones del helio es 4.03298 y la determinada experimentalmente es de 4.002603;
la pérdida de masa es de 0.030377. Einstein demostró que esta pérdida de masa no
implica que desaparezca, sino que se transforma en energía de acuerdo con su
ecuación.
E = m c2.
De esta manera, los 0.030377 uma se convierte en 4.647681 x 10-13 joules. Esta
cantidad puede parecer ridícula, pero debe tomarse en cuenta que se refiere a la
formación de un solo átomo de helio. Cuando se formasen 4.002603 g de helio se
liberaría una energía 6.02 x 1023 veces mayor; casi 280 mil millones de joules, cantidad
de energía suficiente para hacer hervir casi 100 toneladas de agua.
A la energía necesaria para romper un núcleo y convertirlo en sus nucleones
aislados se le conoce como energía de amarre.
2.3.4 FISIÓN NUCLEAR
La fisión nuclear se define como el proceso mediante el cual un neutrón choca contra
un núcleo pesado, dividiéndolo en dos o más núcleos ligeros (figura 50).
Durante este rompimiento se libera energía y a la vez, neutrones que tienden a chocar
contra otros núcleos pesados, en el cual se repite el proceso de rompimiento, una y otra
vez. Dicho fenómeno se conoce como reacción en cadena. Un ejemplo muy conocido
por la mayoría es el que ocurre con un grupo de fichas de dominó acomodadas en
forma de triángulos, cuyo extremo se golpea y acto seguido se observa una serie de
impactos que derriban todas las fichas.
108
Figura 50. Ilustración de una reacción en cadena.
a) Reactor Nuclear.
¿Qué es un reactor nuclear?.
¿De qué partes se compone un reactor nuclear?.
La explosión de una bomba atómica es una reacción en cadena instantánea e
incontrolable. En un reactor nuclear ocurre una reacción similar que puede controlarse
de tal manera que una fusión produce únicamente una nueva fisión y no existe
posibilidad de explosión porque los combustibles de un reactor nuclear no tienen la
composición ni la distribución tan compacta de una bomba. Además, se emplean barras
de control que se introducen y se sacan en los espacios situados entre las barras de
combustible.
La principal diferencia que hay entre plantas termoeléctricas y reactores nucleares es
que un reactor reemplaza el horno donde se quema carbón, petróleo o gas natural. Un
reactor de fisión tiene cinco componentes principales: combustible, moderador, barras
de control, sistema de refrigeración y escudo.
Figura 51. Diagrama esquemático de una central nuclear.
109
Combustible. Son barras de U3O8 con 0.7% de uranio-235.
Moderador. Frena a los neutrones; suele emplearse agua ligera, agua pesada
( 21H 2 O o 21D 2 O ) o grafito.
Barras de control. Controlan la reacción de fisión porque absorben los neutrones. El
cadmio y el boro absorben bien los neutrones.
Sistema de refrigeración. En la práctica se necesitan dos sistemas de refrigeración: en
uno, el moderador actúa como refrigerante del reactor, pues
cuando se transfiere el calor generado por la fisión al
generador de vapor, éste convierte el agua en vapor que va a
las turbinas e impulsa al generador, para producir electricidad.
Otro refrigerante necesita agua de río, de mar o agua
reciclada; éste condensa el agua de la turbina y el
condensado se recicla al generador de vapor.
Escudo. Todo el reactor está dentro de un recipiente de acero alojado en un muro de
concreto con varios metros de espesor, lo cual evita que escapen los rayos
gamma; una gruesa capa de fibras de madera absorben las radiaciones alfa y
beta.
Aplicaciones de la fisión nuclear
➽
➽
➽
➽
➽
➽
➽
➽
Aprovechamiento de la energía nuclear para fines militares.17
Obtención de nuevos elementos químicos.
Hallazgo de nuevas partículas nucleares.
Comprensión sobre la forma en que se realizan las reacciones químicas.
Nuevos métodos químicos para analizar muestras.
Tratamiento de padecimientos y tumores cancerosos.
Estudio de estructuras de equipo y edificios.
Obtención de energía eléctrica.
2.3.5 FUSIÓN NUCLEAR
¿Sabías que tanto en el sol como en las estrellas se llevan a cabo el
proceso de fusión nuclear?.
¿Qué es la fusión nuclear?.
17
La bomba lanzada el 6 de agosto de 1945 durante la Segunda Guerra Mundial, tenía uranio-235 y la segunda, el 14 de
agosto de este año tenía plutonio -no; 238. La pérdida de vidas humanas se ha calculado en 200 000. El poder explosivo de
cada una de las bombas era de 0.02 megatones. Un megatón equivale a la energía liberada por un millón de toneladas de
dinámita, y 50 kg de uranio 35 o plutonio 235 liberan esta misma cantidad de energía.
110
La fusión nuclear es entendida como un proceso por el cual dos núcleos ligeros se
combinan o funden para producir un elemento más pesado, ejemplo de ello es la
reacción que se efectúa en el sol ya que un núcleo de hidrógeno (1 H) se combina con
otro núcleo de hidrógeno (1 H) para que a partir de esta combinación se obtenga una
11
4
1
gran cantidad de energía y un núcleo de helio( 21H + 31H
2 He + 0 n + 4.0 x 10
cal).
3
1H
H
(Liberación
Energía)
4
2 He
2
1H
Figura 52. Ilustración de una fusión nuclear
Para llevar a cabo una fusión de los isótopos del hidrógeno deben cumplirse tres
condiciones:
1. Temperaturas elevadas de 100 000 000ºC.
2. Densidad elevada 1014 a 1016 partículas por centímetro cúbico.
3. Confinamiento de los isótopos de hidrógeno durante un segundo para que la reacción
se mantenga por sí sola.
Hay dos procedimientos para desarrollar la fusión nuclear con el objetivo de producir
electricidad:
1. Confinamiento magnético del hidrógeno.
2. Uso de los rayos láser o haces de electrones para unir los átomos de hidrógeno.
¿Qué diferencias existe(n) entre la(s) reaccion(es) de fisión?.
Las reacciones de fusión son la fuente de energía de las estrellas jóvenes como nuestro
Sol. En los reactores Tokamak se han alcanzado temperaturas de 200 millones de
grados celsius, una densidad de 1013 partículas por centímetro cúbico y un
confinamiento de 0.05 segundos. Los científicos esperan que para el año 2000 a 2020
se construya una planta piloto que convierta en energía eléctrica la energía generada en
la fusión, tal como se realiza en las plantas de fisión nuclear. Ahora bien, la primera
reacción nuclear artificial de fusión la realizó Rutherford en 1919 al bombardear con
partículas alfa una muestra de nitrógeno, de donde obtuvo oxígeno y un protón:
111
Figura 53. Muestra del bombardeo con partículas alfa.
Las reacciones de fusión nuclear producen mayor cantidad de calor por unidad de masa
que las reacciones de fisión.
La bomba de hidrógeno tiene los dos cambios nucleares: la energía calorífica que se
necesita para llevar a cabo la reacción de fusión de hidrógeno se obtiene por medio de
una explosión por fisión nuclear (bomba atómica), y la energía que se libera de una
reacción de fusión nuclear (bomba de hidrógeno) se ha estimado que es casi 15 veces
más que la liberada en una reacción de fisión nuclear.
La fusión nuclear podría utilizarse para producir energía eléctrica en lo futuro porque se
cree que estas plantas producirían menos contaminación térmica, menos radiación
nuclear y tendrían menor riesgo de accidentes nucleares que las plantas de fisión
nuclear. Aún cuando las aguas naturales contienen deuterio en proporción de una parte
por cada 7 000 partes de hidrógeno, se estima que, una vez desarrollado un proceso de
fusión adecuado, se podrá suministrar al mundo el nivel actual de energía durante un
billón de años con el deuterio y el hidrógeno que contienen los océanos.
112
Aplicación de la fusión nuclear
Ö Explica la fuente de energía de las estrellas.
Ö Mediante ésta se explica la formación de los núcleos de los elementos por la fusión
nuclear en las estrellas.
Ö Permite el hallazgo de nuevas partículas nucleares.
Ö Permite el aprovechamiento de la energía nuclear para fines militares.
Figura 54. Diseño de una bomba atómica. Para unir las dos masas se requiere un explosivo convencional.
113
Tabla 8. Características de la fisión y la fusión.
Fisión
Fusión
Fenómeno que sucede
Los núcleos mas pesados se Los núcleos, ligero forman núcleos
dividen
más grandes
Isótopos utilizados
235
U, 239Pu y algunos más
Deuterio, tritio y litio
la Las Buenas Fuentes son limitadas Casi ilimitada y a bajo costo
y Caras, aunque existe gran
cantidad de minerales de baja
concentración
Cómo se inicia la Sucede
cuando
un
núcleo Ocurre si la temperatura es
reacción
fisionable absorbe un neutrón
bastante elevada y las partículas
no están muy separadas
Se
bombardea
el
material Una bomba de fisión produce la
fisionable con un deuterón
temperatura de reacción; en un
reactor se usa la acción eléctrica y
magnética.
Cómo se mantiene la Por la reacción en cadena cuando Confinando el plasma caliente
reacción
el material tiene la masa crítica y para que no se enfríe
los neutrones son retardados por
el moderador.
Cómo se controla
Con barras de control que Con campos magnéticos
absorben neutrones
Isótopos
radiactivos Muchos
Casi ninguno
formados
¿Se necesita blindaje? Sí, porque los productos de la Si, porque los neutrones del
fisión son radiactivos
proceso pueden hacer radiactivas
las paredes.
Mayor
Comparación de la Menor
energía producida por
gramo de combustible
Disponibiidad
materia prima
de
114
EXPLICACIÓN INTEGRADORA
Las reacciones nucleares difieren de las reacciones químicas por la circunstancia de que
en ellas intervienen las partículas nucleares, en lugar de electrones externos, y pueden
interconvertir materia y energía. El proceso de desintegración radiactiva suele emitir
partículas alfa, beta y rayos gamma, de manera que los productos son más estables que
el núcleo que se desintegra.
La relación protones-neutrones puede predecir si un elemento es radiactivo; la detección
de las radiaciones se puede hacer mediante los métodos fotográficos, fluorescente, el
contador Geiger y cámaras de niebla. La velocidad de desintegración de cualquier
isótopo radiactivo depende de la naturaleza del elemento y no de las condiciones
externas. Esta velocidad se expresa en forma cuantitativa por medio del término vida
media, que es el tiempo necesario para que se desintegre la mitad de cualquier masa de
un elemento radiactivo.
La suma calculada de la masa de los electrones, protones y neutrones de un átomo es
siempre ligeramente mayor que la masa real de la totalidad del átomo. A la diferencia se
le llama pérdida de masa, que de acuerdo con la Ley de equivalencia de la masa y la
energía de Einstein es igual a la energía de amarre.
Fisión nuclear es la división de un núcleo atómico para formar dos o más fragmentos, en
tanto fusión nuclear es la combinación de dos o más núcleos ligeros para formar un
núcleo pesado. La bomba atómica (uranio-235) es un ejemplo de fisión y la reacción
que ocurre en el Sol y la bomba de hidrógeno son ejemplos de fusión.
Entre las aplicaciones más importantes de los isótopos radiactivos están: la
determinación de la edad de los fósiles, como trazadores en el estudio de los procesos
químicos y biológicos, en el diagnóstico y tratamiento de enfermedades etcétera.
Uno de los aspectos más prometedores a largo plazo de la fusión nuclear del deuterio es
la posibilidad de contar con energía ilimitada.
115
RECAPITULACIÓN
El siguiente esquema te presenta una síntesis de los conceptos más importantes de este
capítulo.
ESTRUCTURA ATÓMICA
Y CAMBIOS QUÍMICOS
se conforma por
NATURALEZA
ELÉCTRICA
RADIACTIVIDAD
FENÓMENOS
NUCLEARES
consta de
inicia
con la
es estudio de
NEUTRÓN
ANTECEDENTES
CARGA
ELÉCTRICA
CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA
TUBO DE RAYOS
CATÓDICOS
ISÓTOPOS
ENERGÍA DE
AMARRE
FUSIÓN
NUCLEAR
que aborda
y sus
y el
MODELO
ATÓMICO
NIVELES DE
ENERGÍA
donde
TABLA
PERÍODICA
FISIÓN
NUCLEAR
y sus
APLICACIONES
CARACTERÍSTICAS
MODELO ATÓMICO
DE THOMSON
ESPIN
(m)
RUTHERFORD
consta de
LA MASA SE
TRANSFORMA
EN ENERGÍA
con sus
BOHR
se conforma de
SUBNIVELES
(S, P, d, f)
y los
ejemplo
de ello
algunas
aplicaciones
son en
POSTULADOS
que propuso
PARTÍCULAS
NEGATIVAS
(ELECTRÓN)
PARTÍCULAS
POSITIVAS
(PROTÓN)
ESPECTROS
No. CUÁNTICO
PRIMARIO (n)
PERÍODO
REACTOR
NUCLEAR
GRUPOS
con
BLOQUES
SOMMERFIELD
☞ MEDICINA
☞ REACCIONES
QUÍMICAS
☞ FÓSILES
SUBNIVELES
propuso el
No. CUÁNTICO
SECUNDARIO (I)
No. CUÁNTICO
MAGNÉTICO (m)
Después de haber revisado este esquema podrás realizar una síntesis de los conceptos
más importantes del capítulo.
116
ACTIVIDADES INTEGRALES
En este apartado podrás poner en práctica lo que has aprendido a lo largo del capítulo,
por lo que te recomendamos realizar todo lo que se te pide.
I. Contesta las siguientes preguntas anotando en el paréntesis la letra de la opción que
consideres correcta.
1. De acuerdo con Bohr, los electrones se encuentran en: (
)
a) Órbitas
b) Regiones
c) Niveles de energía
2. ¿Qué letras designan a los subniveles de energía? (
)
a) n, l, m, s
b) s, p, d, f
c) K, L, M, N
II. Anota en los renglones la respuesta que consideres correcta, o bien, las que
consideres correctas.
3. ¿Cómo se determinaría si la luz de color de un rótulo de neón se debe a una mezcla
de colores o a un solo color?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
4. Determina cuántos electrones:
a) Puede ocupar el tercer nivel de energía (n = 3) ____________________________
b) Puede haber en el subnivel d del cuarto nivel de energía (n = 4) ______________
c) Puede haber en el segundo nivel de energía (n = 2) ________________________
5. Si el Galio tiene un número atómico de 31:
a) ¿Qué configuración electrónica tiene este elemento? _______________________
____________________________________________________________________
_
b) ¿Cuántos electrones tiene en el cuarto nivel de energía? ____________________
____________________________________________________________________
117
c) ¿Cuántos electrones d tiene este átomo? _________________________________
____________________________________________________________________
6. Escribe la configuración electrónica para cada uno de los siguientes elementos:
a)
Na11______________________________________________________________
b)
Ca20______________________________________________________________
c)
Zn30______________________________________________________________
d)
La57______________________________________________________________
e)
Ge32______________________________________________________________
7. ¿En qué grupo y periodo se encuentran los átomos con las siguientes
configuraciones electrónicas?
Grupo
Periodo
a) 1s2 2s2 2p1
___________________
______________________
b) 1s2 2S1
___________________
______________________
c) 1s2 2s2 2p6 3s2
___________________
______________________
8. Escribe los símbolos de las siguientes partículas o rayos:
a) Alfa ______________________________
c) Gamma ___________________________
e) Neutrón ___________________________
b) Beta ________________
d) Protón _______________
9. Menciona dos métodos de detección de radiaciones
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
118
10. Escribe un isótopo radiactivo que se utilice en:
a) Investigación
____________________________________________________________________
b) Agricultura
____________________________________________________________________
c) Industria
____________________________________________________________________
d) Medicina
____________________________________________________________________
11. Explica los siguientes procesos de un reactor nuclear cuya función es producir
electricidad:
a) El funcionamiento de las varillas de carburo de boro: ________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
b) La función de un moderador: __________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
c) La forma de suspender la operación del reactor nuclear: ___________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
d) La forma en que se produce la electricidad: ______________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
12. ¿Por qué no se construyen reactores nucleares basados en reacciones de fusión, en
lugar de reacciones de fisión?____________________________________________
__________________________________________________________________
_________________________________________________________________
119
13. ¿Cuáles son las ventajas y desventajas de la fisión nuclear sobre la fusión nuclear?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
__________________________________________________________________
120
AUTOEVALUACIÓN
Enseguida te presentamos las respuestas de las Actividades Integrales, verifica tus
resultados y reflexiona sobre las respuestas.
1. (c) Niveles de energía
2. (b) s, p, d, f
3. Observando con un espectroscopio y comparándolo con el espectro de líneas de
Neón
4. a)
b)
c)
Máximo de 18 electrones
Máximo de 10 electrones
Máximo de 8 electrones
5. a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1
b) Tres electrones: dos en s y uno en p
c) 10 electrones
6. a)1s2 2s2 2p6 3s1
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
d) 1s2 2s2 2p6, 3s2 3p6 4s2 ,3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1
e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p
7. a) Grupo 13, periodo 2
b) Grupo 1, periodo 2
c) Grupo 2, periodo 3
8. a)
4
4
2 D, 2 He
d) 11 p, 11H
b)
0
0
1 E, 1 e
c)
0
0J
e) 01 n
9. Fotográfico, fluorescencia, cámaras de niebla y contadores de ionización de gases
(Geiger-Müller).
10. a) Tritio, carbono-14, oxígeno-18, sodio-24, fósforo-32, etcétera.
b) Cobalto-60, radio-228, etcétera
c) Cobalto-60, americio-241, estroncio-90, curio-249, etcétera.
d) Sodio-24, plutonio-238, tecnecio-99, talio-201, yodo-131, etcétera.
121
11. a) Absorben neutrones.
b) Aminora la velocidad de los neutrones.
c) Mediante las varillas de control en el fondo del reactor.
d) El vapor que se produce en el reactor nuclear pasa a una turbina, la cual mueve
el generador que produce energía eléctrica.
12. Porque todavía no se logra cumplir los tres requisitos para que se efectúe una
reacción de fusión que son: temperatura y densidad elevadas y confinamiento
suficiente para que la reacción se mantenga por sí sola.
13. Los reactores de fisión nuclear ya se usan en la actualidad, pero no existe todavía
la tecnología para obtener los reactores de fusión nuclear.
Las reacciones de fisión nuclear producen mayor contaminación que las reacciones
de fusión nuclear.
Las fuentes de materia prima para la fisión son caras y para la fusión son a bajo
costo.
122
RECAPITULACIÓN GENERAL
Dentro de este fascículo observaste que la...
ESTRUCTURA
ATÓMICA
se divide en
EXISTENCIA DEL ÁTOMO Y
CUANTIFICACIÓN DE LOS
COMPUESTOS
ESTRUCTURA ATÓMICA Y
CAMBIOS NUCLEARES
consiste en
abordar
LEYES
PONDERALES
se refiere
TEORÍA
ATÓMICA
COMPONENTES
DEL ÁTOMO
incluye
MODELO ATÓMICO
DE BOHR
PRINCIPALES
MODELOS
ATÓMICOS
RUTERFORD
BOHR
ASPECTOS
CUANTITATIVOS
CAMBIOS
NUCLEARES
usado
para
CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA
123
como
los de
como
son
FISIÓN
FUSIÓN
ACTIVIDADES DE CONSOLIDACIÓN
Estas actividades han sido diseñadas para que pongas en práctica los conocimientos
que has adquirido a lo largo del fascículo, por lo que te recomendamos que las lleves a
cabo.
1. Menciona cuáles son las leyes ponderables y la(s) característica(s) de cada una de
ellas.
Ley
Característica
_______________________________
___________________________________
_______________________________
___________________________________
_______________________________
___________________________________
_______________________________
___________________________________
_______________________________
___________________________________
_______________________________
___________________________________
_______________________________
___________________________________
_______________________________
___________________________________
_______________________________
___________________________________
_______________________________
___________________________________
_______________________________
___________________________________
_______________________________
___________________________________
2. ¿Qué diferencia(s) hay entre la masa fórmula y la masa molecular?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
124
3. Explica cuál es la relación carga -electrones que existe en un cuerpo.
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
4. ¿Qué entiendes por radiación?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
5. Explica en qué consiste la fisión y la fusión
Fisión:
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Fusión:
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
6. Determina el porcentaje de Uranio (U) presente en el compuesto U3 O8, el cual se
utiliza como combustible en una central nuclear, y cuya masa atómica es de 833
umas:
125
AUTOEVALUACIÓN
En este apartado podrás identificar los aciertos y/o errores que tuviste en las
Actividades de Consolidación. Para poder cumplir con este objetivo te proporcionamos
las respuestas y procedimientos que debiste haber considerado.
1.
Ley
Características
x Conservación de la masa
Esta ley postula que la materia no se crea
ni se destruye, sino que sólo se
transforma, ejemplo de ello es cuando
se mezclan 10 g de sal en en 100 g de
agua, donde se tiene como resultado una
solución de 110 g.
x Pesos y Equivalentes
En este caso, los pesos de las sustancias
que se combinan con un peso conocido
de otra tercera sustancia son equivalentes
entre sí.
x Proporciones Constantes
Los elementos que constituyen o forman
un compuesto siempre existen en ciertas
proporciones constantes, como por
ejemplo 103 g de carbonato de cobre, que
equivalen a 53 g de (Cu), 40 g de Oxígeno
( O ) y 10 g de carbono (C).
x Proporciones Múltiples
Cuando dos elementos se combinan para
formar más de los compuestos, los
diferentes pesos de uno que se combina
con un peso determinado de otro,
guardando una relación de números
enteros,como es CO2 bióxido de carbono
o CO monóxido de carbono.
2. - Masa Molecular: es la suma de los átomos.
- Masa Fórmula: son los pesos atómicos de los compuestos.
3. Los cuerpos adquieren cargas positivas cuando pierden electrones y carga negativa
cuando ganan electrones.
126
4. Radiación: es un fenómeno que se presenta en los elementos con propiedad
de emitir radiaciones debido a los electrones.
5. Fisión: Es el choque de un neutrón con un núcleo pesado, dividiéndose en dos o más
núcleos.
6. Fusión: Proceso por el cual se combinan o funden dos núcleos ligeros.
U = 235 x 3 = 705
% Uranio = 705 x 100 =
833
84.64%
O = 16 x 8 = 128
por tanto
PM = 833 umas
% Oxígeno = 128 x 100 = 15.36%
833
127
GLOSARIO
Acelerador lineal. Dispositivo utilizado para acelerar partículas cargadas a través de
una línea recta.
Ácido. Sustancia de sabor agrio, que concentrada provoca quemaduras y cambia el
color de los extractos de ciertos vegetales, los cuales son llamados indicadores.
Agua Pesada. Agua que contiene deuterio, un isótopo pesado del hidrógeno, 2 H.
1
Ánodo. Es el electrodo positivo de un tubo de rayos catódicos.
Átomo. Partícula más pequeña de la que está compuesta toda materia.
Barras de control. Barras de material como cadmio o aceros obrados que actúan como
absorbedores de neutrones (no sólo moderadores) y se utilizan en los reactores
nucleares para controlar los flujos de neutrones y, por lo tanto, las velocidades de fisión.
Base. También llamada álcalis, es una sustancia de sabor amargo que cambia el color
de los indicadores de manera opuesta al producido por los ácidos.
Cámara de niebla. Equipo con el que se observan las trayectorias de las partículas alfa
cuando las moléculas de vapor se condensan sobre ellas y forman rastros de niebla.
Cátodo. Electrodo negativo de un tubo de rayos catódicos.
Ciclotrón. Aparato en el que se aceleran partículas cargadas a través de un eje en
espiral.
Configuración electrónica. Distribución específica de los electrones en los orbitales de
átomos o iones.
Contador de centelleo. Equipo utilizado para la detección de la radiactividad.
Defecto de masa. Diferencia que existe entre la suma de la masa de todas las
partículas subatomícas individuales que forman un átomo y la masa real de dicho átomo.
Cantidad de materia transformada en energía al construir un átomo a partir de sus
partículas constitutivas.
Degenerado. De la misma energía.
Diamagnetismo. Repulsión débil por un campo magnético.
128
Electrón. Partícula subatómica con una masa de 0 00055 uma y una carga de 1-.
Energía termonuclear. Energía de las reacciones nucleares de fusión.
Energía de unión nuclear. Energía equivalente al defecto de masa. Energía liberada al
formar un átomo a partir de partículas subatómicas.
Espectrómetro de masas. Instrumento que mide la relación de masa/carga de
partículas cargadas.
Estado excitado. Cualquier estado de un
fundamental.
átomo o molécula distinto del estado
Estado fundamental. Estado más estable o de menor energía de un átomo o molécula.
Fenolftaleína. Extracto que se emplea para identificar si una sustancia es ácido o base,
de acuerdo con el color que adquiere, por lo que se dice que es un indicador ácidobase.
Fisión nuclear. La ruptura de un núcleo pesado para formar dos núcleos más ligeros.
Fluorescencia. Absorción por una sustancia de una radiación de elevada energía con la
subsiguiente emisión de luz visible.
Fotón. “Paquete” de luz de radiación electromagnética. También se le denomina cuanto
de luz.
Frecuencia. Intervalo de tiempo necesario para que pasen por un mismo punto dos
crestas (o dos valles) de una onda.
Fusión nuclear. Combinación de dos núcleos ligeros para producir uno pesado.
Grupo. Columna vertical de la tabla periódica. También se le llama familia.
Isótopos. Dos o más formas de átomos de un mismo elemento. Átomos con el mismo
número de protones, pero de diferente número de neutrones.
Línea espectral. Cualquiera de las líneas correspondientes a longitudes de onda
definidas, que aparecen en un espectro atómico de emisión o absorción. Representan la
diferencia energética que hay entre dos niveles energéticos.
Longitud de onda. Distancia entre dos crestas (o dos valles) consecutivas de una onda.
Masa. Cantidad de materia que posee un cuerpo.
Masa crítica. La mínima masa de un núclido fisionable particular, en un volumen
determinado, necesaria para sustentar una reacción nuclear en cadena.
129
Moderador. Sustancia (hidrógeno, deuterio, oxígeno o parafina) capaz de disminuir la
velocidad de los neutrones por colisiones.
Molécula. Partícula producida por la asociación química de varios átomos y que puede
existir estable en estado libre. En la época de Dalton se utilizaban como sinónimos los
términos átomo y molécula. André Marie Ampere (1775-1836) empezó a utilizar los
términos átomos y molécula en su sentido moderno.
Neutrón. Partícula subatómica neutra con una masa de 1.0087 uma.
Neutrón lento. Neutrón rápido que ha sido frenado por colisión con un moderador.
Neutrón rápido. Neutrón expulsado de una reacción nuclear con una gran energía
cinética.
Núcleo. Es el centro pequeño, denso y cargado positivamente de un átomo. Contiene
protones, neutrones y otras partículas subatómicas.
Nucleones. Partículas contenidas en los núcleos.
Núclidos. Las diferentes formas atómicas de todos los elementos, a diferencia de
“isótopos”, que se refieren solamente a las diferentes formas atómicas de un elemento
simple.
Núclído hijo. Núcleo que se produce en una desintegración nuclear.
Núclido madre. Núcleo que experimenta la desintegración nuclear.
Número atómico. Número de protones del núcleo. Número entero que identifica a cada
elemento.
Partícula alfa ( α ). Núcleo de helio.
Partícula beta ( β ). Electrón emitido por un núcleo cuando un neutrón se desintegra en
un protón y un electrón.
Periodo. Fila horizontal de la tabla periódica.
Plasma. Estado físico de la materia que existe a temperaturas elevadísimas y en el cual
todas las moléculas están disociadas y casi todos los átomos ionizados.
Principio de construcción progresiva. La configuración electrónica de cualquier átomo
se puede construir mediante el agregado sucesivo de un protón en el núcleo y un
electrón en los orbitales al átomo de hidrógeno hasta completar el número atómico del
elemento por construir.
Protón. Partícula subatómica con una masa de 1.0073 uma y una carga de 1 + que se
encuentra en los núcleos atómicos.
130
Quantum: Cantidad mínima de energía que puede emitirse, propagarse y absorverse.
Radiación. Partículas o rayos de elevada energía emitidos en los procesos de
desintegración radiactiva.
Radiactividad. Desintegración espontánea de núcleos atómicos.
Radioisótopo. Isótopo radiactivo de un elemento.
Radionúclido. Núclido radiactivo.
Rayo gamma. Radiación electromagnética de elevada energía.
Rayo catódico. Haz de electrones que van del electrodo negativo al positivo, en un tubo
de rayos catódicos.
Reacción en cadena. Reacción que una vez iniciada se mantiene y expande por sí
misma.
Reacción nuclear. Implica cambios en la composición del núcleo y puede emitir y
absorber enormes cantidades de energía.
Reactor generador. Reactor nuclear que produce más material fisionable del que
consume.
Reactor nuclear. Sistema en el cual las reacciones de fisión controladas generan
energía calorífica a gran escala que luego se convierte en energía eléctrica.
Regla de Hund. Se aplica cuando los electrones se agregan a orbitales de la misma
energía (degenerados) lo deben hacer entrando un electrón en cada orbital, antes de
que ocurra el apareamiento.
Trazador radiactivo. Pequeña cantidad de un radioisótopo que reemplaza a un isótopo
no radiactivo de un elemento compuesto cuyo curso quiere seguirse (por ejemplo, a
través del cuerpo) y cuyos productos de descomposición pueden detectarse por su
radiactividad; también llamado marcador radiactivo.
Transmutación artificial. Reacción nuclear inducida artificialmente por bombardeo de
un núcleo con partículas subatómicas o núcleos pequeños.
Vida media de un radionúclido. Es el tiempo requerido para que la mitad de una
muestra dada experimente desintegración radiactiva.
131
BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA
AGUILAR, A., J. Flores, J.: Una Ojeada a la Materia. Colección “La ciencia desde
México”, núm. 3, Fondo de cultura Económica, México, 1986.
ASIMOV, I.: Breve Historia de la Química. Alianza Editorial, España. 1984.
CHAMIZO, J. A.: El Maestro de lo Infinitamente Pequeño. Pangea, México 1992.
CRUZ, Diana, Andoni Garritz y José A. Chamizo: Estructura Atómica “Un enfoque
Químico”. Addison-Wesley Iberoamericana, 1a. ed., 1986.
GARCÍA, H. El Investigador del Fuego. Pangea, México, 1991.
GARRITZ, A., y J: A. Chamizo. Química. COSNET, 1988.
HEIN, Morris: Química. Iberoamericana, 1992.
KEENAN, Ch. W., Kleinfelter, D.C. y Wood, J. H.: Química General Universitaria.
CECSA, México, 1986.
MILLER, G. H. y Augustine, Frederick B.: Química Elemental. Harla,México 1977.
RUSELL, J. B.: Química General. McGraw Hill, Colombia, 1985.
SEESE, William S. y G William Daub.: Química. 5a. ed., Prentice-Hall, 1989.
SMOOT, R.C., J. Price: Química. Un Curso Moderno. CECSA, 1979.
WHITTEN, K.W. y K.D. Gailey: Química General. 1a. edición, Interamericana, 1987.
132
COLEGIO
DE
BACHILLERES
QUÍMICA II
FASCÍCULO 1. ESTRUCTURA ATÓMICA
Autores: Reyna Dalia Campos Vargas
Lourdes Castro Buendía
José Guadalupe Monroy
David Nahón Vázquez
C O L E G IO D E
B A C H IL L E R E S
Colaborador
Rosa Martha Chávez Maldonado
Asesoría Pedagógica
Alejandro González Villleda
Revisión de Contenido
Genaro Cisneros Vargas
M. Sergio Ríos Carbajal
Gabriel Roca Niño
Javier Zaldívar González
Diseño Editorial
Leonel Bello Cuevas
Javier Darío Cruz Ortiz
2
ÍNDICE
INTRODUCCIÓN
5
CAPÍTULO 1. ENLACE IÓNICO Y METÁLICO
7
PROPÓSITO
9
1.1. ENLACE QUÍMICO
11
1.1.1
Electrones de Valencia
11
1.1.2
Regla de Octeto
12
a) Representación de Lewis o Símbolos Electrónicos
14
Propiedades Periódicas de los Elementos
17
a) Radio atómico
b) Energía de ionización
c) Electronegatividad
17
19
21
1.1.3
26
1.2 TIPOS DE ENLACE
1.2.1
Enlace Iónico o Electrovalente
a)
Propiedades
electrovalentes
1.2.2
de
los
26
enlaces
iónicos
o
28
Enlace Metálico
30
a) Propiedades de los metales
b) Propiedades de los no metales
30
32
RECAPITULACIÓN
ACTIVIDADES INTEGRALES
AUTOEVALUACIÓN
3
40
41
43
45
CAPÍTULO 2. ENLACE COVALENTE
PROPÓSITO
47
2.1 MODELO DE LEWIS EN ELEMENTOS NO METÁLICOS
49
2.1.1
2.1.2
2.1.3
Modelo de Enlace Covalente
Excepciones a la Regla del Octeto
Electronegatividad y polaridad
50
56
57
2.2 ESTRUCTURA MOLECULAR
59
2.3 ENLACE COVALENTE EN LOS COMPUESTOS
DE CARBONO
64
2.3.1
Grupos Funcionales
64
a)
b)
c)
d)
65
72
76
79
Alcoholes
Aldehídos y Cetonas
Ácidos carboxílicos
Aminas
RECAPITULACIÓN
ACTIVIDADES INTEGRALES
AUTOEVALUACIÓN
92
93
97
RECAPITULACIÓN GENERAL
100
ACTIVIDADES DE CONSOLIDACIÓN
101
AUTOEVALUACIÓN
103
ACTIVIDADES DE GENERALIZACIÓN
105
GLOSARIO
106
BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA
108
4
INTRODUCCIÓN
Cuando dos o más átomos se unen decimos que se presenta un enlace químico, dentro
de estos enlaces intervienen un intercambio de electrones de valencia, los cuales se
pueden representar mediante la estructura de Lewis o símbolo electrónico. Sin
embargo, para poder entender este intercambio es necesario tener presente algunas de
las propiedades de los elementos, tales como el radio atómico, la energía de ionización y
la electronegatividad. Dentro de los enlaces químicos se identifican tres tipos de
enlaces:
En enlace iónico o electrovalente, el cual se origina en el momento en que reacciona un
metal con un no metal, ejemplo de ello es el cloruro de litio (LiCl) que se encuentra en
las aguas minerales, o el cloruro de potasio (KCl) que normalmente, se encuentra en las
aguas purificadas comerciales.
Enlace Metálico, se observa cuando dos o más metales se unen, un ejemplo claro son
las amalgamas, utilizadas por los dentistas, esta aleación consta de una proporción de
plata (Ag) por otra de zinc (Zn). A partir de que tenemos esta unión podemos identificar
características de los metales, tales como ser buenos conductores de corriente eléctrica,
tienen brillo, entre otros.
Respecto a los enlaces covalentes tenemos que éstos se dan a partir de que un átomo
comparte un par o más electrones con otros átomos, como ejemplo podemos mencionar
los compuestos formados por el átomo de carbono, el cual tiene la propiedad de generar
una gran gama de compuestos como son los alcoholes, los ácidos carboxílicos, los
aldehídos, las cetonas, las aminas, entre otros.
En este fascículo tenemos como objetivo que identifiques los modelos de enlace
existentes en los enlaces químicos; esto lo lograrás a partir de reconocer las
propiedades físicas y químicas de la materia, aplicando: el sistema de representación de
Lewis, prácticas de laboratorio y actividades relacionadas con dos enlaces iónico,
metálico y covalente; con la finalidad de que puedas comprender las propiedades y
estructuras de los compuestos, así como tener los antecedentes necesarios y poder
adentrarte al estudio de interacción molecular.
5
CAPÍTULO 1
ENLACES IÓNICO Y METÁLICO
1.1
ENLACE QUÍMICO
1.1.1
1.2.1
1.1.3
1.2
Electrones de Valencia
Regla de Octeto
Propiedades Periódicas de los Elementos
TIPOS DE ENLACE
1.2.1
1.2.2
Enlace iónico o Electrovalente
Enlace Metálico
7
PROPÓSITO
En este capítulo identificarás los enlaces iónico o covalente y el enlace metálico;
mediante la resolución de ejercicios y/o actividades relacionadas con la regla del
octeto, las propiedades periódicas de los elementos y la realización de prácticas en
laboratorio.
Esto te permitirá predecir el comportamiento físico y químico de compuestos en donde
intervienen enlaces iónicos y covalentes.
9
CAPÍTULO 1. ENLACES IÓNICO Y METÁLICO
1.1 ENLACE QUÍMICO
Al observar nuestro entorno veremos que está formado por gran variedad de materiales,
constituidos, desde el punto de vista químico, por mezclas, compuestos, elementos, y
sus átomos unidos por fuerzas de atracción que dan como resultado los enlaces
químicos; pero como los responsables de la unión química son los electrones externos o
electrones de valencia, es necesario entender la configuración electrónica de los
elementos.
1.1.1 ELECTRONES DE VALENCIA
Los electrones de valencia, son aquellos electrones que se localizan en el último nivel
de energía de un átomo, los cuales se pueden intercambiar a o compartir en los
enlaces químicos. Por ejemplo:
Elemento
Configuración electrónica
n =1
n=2
n=3
Número de electrones
de valencia
Litio Li3
ls2
2s1
1
Carbono C6
1s2
2s2 2p2
4
Cloro Cl17
ls2
2s2 2p6
3s2 3p5
7
¿Qué es valencia?
Valencia es la capacidad de combinación de un átomo para formar compuestos. Así, la
valencia del hidrógeno es uno, pues al combinarse siempre forma un enlace, como por
ejemplo:
11
x La fórmula del agua es H2O, en donde el oxígeno presenta dos enlaces.
O
H
H
En el caso del hidruro la valencia del litio es uno, ya que su fórmula es:
Li H
Li - H
Observa que la valencia del litio coincide con su número de electrones de valencia
(Li3=1s2 2s1)
En la fórmula del metano se observa que el carbono tiene una valencia de cuatro, lo que
también coincide con su número de electrones de valencia (C6 = ls2 2s2 2p2).
METANO (CH4)
H
H
C
H
H
1.1.2 REGLA DEL OCTETO
En 1916 Gilbert M. Lewis y Walther Jossel propusieron esquemas muy similares para
explicar el enlace entre los átomos, pues ambos establecieron que los átomos
interaccionan para modificar el número de electrones en sus niveles electrónicos
externos en un intento de lograr una estructura electrónica similar a la de un gas noble,
teoría que se conoce como regla del octeto.
La estructura de un gas noble consta de ocho electrones en el nivel más externo, con
excepción del helio, en los que el nivel completo consiste sólo de los electrones. Así, de
acuerdo con la forma más simple de la regla del octeto, los niveles electrónicos más
externos de la mayoría de los átomos, al combinarse, tienden a ganar, perder o
compartir electrones hasta que el número total de electrones es igual a ocho.
¿Qué elementos son considerados como gases nobles?
Lewis y Kossel afirmaron también que todos los gases nobles tienen completos los
electrones en sus órbitas, por lo cual concluyeron que esta estructura explicaba la
inactividad química de estos elementos y que la tendencia a lograr estructuras
electrónicas similares a los gases nobles explicaba los enlaces químicos de todos los
compuestos.
12
Ejemplos.
El átomo de sodio tiene una energía de ionización baja y puede perder fácilmente
su electrón del subnivel 3s:
ls2 2s2 2p6 3s1
ls2 2s2 2p6 + e-
Átomo de sodio.
Ion de Sodio
Na +
Na
3s1
Na
Na
+ EI
+ e-
octeto completo
Observa que la estructura del ion de sodio es igual a al que tiene el gas de neón
(Ne10=ls2 2s2 2p6), que tiene gran estabilidad.
Otros elementos ganan electrones para llenar con ocho electrones su último nivel,
característica que se presenta con los no metales; por ejemplo, el cloro necesita un
electrón par completar su octeto.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 + e-
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Átomo de cloro
Ion de cloro
0
Cl-
Cl
3s2 3p5
Cl
+ e-
Cl
octeto completo
Figura 1. En este caso, la estructura electrónica del ion de cloro es igual a la del gas noble Argón (Ar 18) (1s2 2s2 2p6 3s2
3p6).
13
a) Representación de Lewis o símbolo electrónico.
Gilbert M. Lewis propuso un sencillo sistema para representar las estructuras
moleculares, el cual establece el uso del símbolo del elemento a utilizar y puntos que
representan a los electrones de valencia.
Ejemplos
El sodio (Na) tiene 11 electrones, los cuales están distribuidos en las órbitas de Bohr, y
como la última órbita alberga un electrón, su símbolo de Lewis es:
Na11
1s2 2s2 2p6 3s1
3s1
Na
Na
Símbolo de
Lewis
Distribución de los
electrones en las
órbitas de Bohr.
En este ejemplo podemos observar que el símbolo Na representa al núcleo del átomo
junto con todos sus electrones, excepto la capa u órbita en donde se encuentran los
electrones de valencia, que en este caso es uno.
14
Otro ejemplo es el de Bromo (Br) que tiene 35 electrones, los cuales están distribuidos
en los subniveles, y como la última órbita alberga a siete electrones, su símbolo de Lewis
es:
Br35
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
Br
Br
Símbolo de
Lewis
Distribución de los electrones del
bromo en las diferentes órbitas.
Si tomamos en cuenta el número de los elementos representativos de la tabla periódica
y le restamos 10 si es que es mayor de diez, obtenemos el número de electrones
correspondientes al último nivel. Por ejemplo, los elementos representativos de cada
grupo tienen los siguientes símbolos de Lewis:
1
2
13
14
15
16
17
18
H
He
B
C
N
O
F
Ne
Nota: En los enlaces químicos podrás observar que la representación que se hace mediante el símbolo de
Lewis es por medio de puntos ( ) y equis (x), esto con la finalidad de mostrar la cantidad de electrones
que se han cedido a un átomo
15
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Para cada uno de los siguientes símbolos elabora su configuración electrónica,
distribuye los electrones en las órbitas correspondientes (modelo de Bohr), elabora su
representación de Lewis, y, por último menciona si el átomo tiende a perder o a ganar.
a) Ca20
b) S16
c) Ag47
16
1.1.3 PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS
Algunas propiedades medibles de los átomos muestra una variación periódica en el
número atómico, características que se van describiendo mediante la variación de
propiedades como el radio atómico, la energía de ionización y la electronegatividad
(cabe hacer mención que existen más propiedades), que nos ayudarán a explicar el
comportamiento de los elementos químicos.
a) Radio atómico
Hablar del tamaño de un átomo es bastante impreciso, puesto que la nube electrónica
que rodea al núcleo no posee un límite definido ya que se desvanece gradualmente.
Además, no es posible separar, estudiar y medir un átomo aislado; sin embargo, la
distancia del enlace entre los núcleos de dos átomos que se encuentran unidos entre sí
se pueden medir de varias maneras. De estas distancias de enlaces se derivan los
radios atómicos.
El tamaño efectivo de un átomo puede variar según el enlace y el tipo de átomo con el
que se encuentran unido; estas variaciones son muy pequeñas. En términos generales
se puede considerar que el radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de
dos átomos iguales unidas entre sí.
Figura 2. Partiendo de la idea de que el átomo tiene una forma esférica el radio atómico sería de esta manera.
¿Cómo varía el radio atómico en un período?
En general, los radios atómicos de los elementos dentro de un periodo disminuyen al
aumentar la carga nuclear (figura 3), disminución que se da porque en la medida en que
aumenta la carga positiva en el núcleo se ejerce una fuerza de atracción mayor sobre los
electrones, haciendo que el átomo sea más pequeño. Por lo tanto, el tamaño de los
átomos se hacen progresivamente menor de izquierda a derecha dentro de cada
periodo.*
*
Nota. Recuerda que los átomos del tercer periodo van llenando los subniveles 3s y 3p, o sea que sus electrones externos
son todos de un nivel n = 3. Así, conforme la carga nuclear se incrementa (hacia la derecha del periodo), el tamaño atómico
desminuye puesto que los electrones son atraídos con mayor fuerza hacia el núcleo.
17
Na
0.186 nm
Mg
Al
0.160 nm
0.143 nm
Si
P
S
Cl
0.118 nm
0.110 nm
0.104 nm
0.099 nm
Figura 3. Radio atómico de los elementos del periodo 3. En general, el tamaño de los átomos del periodo disminuye al
aumentar la carga nuclear. Un manómetro es de 1 x 10- 9 m.
¿Cómo varía el radio atómico en un grupo?
Si observas con detenimiento a los elementos del grupo 1 (metales alcalinos), podrás
identificar que al aumentar el número atómico aumenta el nivel de energía que ocupa el
electrón más externo y, por lo tanto, el radio atómico, lo cual significa un incremento en
el número de protones, es decir, de la carga nuclear completa, factor que tiende a
disminuir el tamaño atómico; sin embargo, esto se ve contrarrestado porque el número
de electrones internos aumenta, también, de átomo en átomo en un grupo. Por
consiguiente, en un mismo grupo el radio atómico aumenta de la parte superior a la
inferior (figura 4).
Li
0.152
Na
K
Rb
Cs
0.186
0.231
0.244
0.262
Figura 4. Radio atómico en la familia de los metales alcalinos. El tamaño de los átomos en una familia aumenta de
arriba a abajo, porque cada átomo contiene progresivamente más electrones en un nivel principal de energía
más externo.
18
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Con ayuda de la tabla periódica ordena de mayor a menor radio atómico los siguientes
elementos: Ca, S, Br, Si, Sn.
b) Energía de ionización
Cuando un átomo neutroaislado en su estado fundamental absorbe energía un electrón
puede elevarse de un nivel de energía a otro; pero si se suministra la energía
requerida, el electrón se elimina por completo del átomo, formándose un ion
positivo, proceso que recibe el nombre de ionización y la energía mínima requerida
para llevarlo a cabo se denomina energía de ionización. Por lo demás, el electrón que
tiene mayor posibilidad de ser removido de un átomo, es el más lejano.
Cuando un átomo asilado se encuentra esencialmente libre de la influencia de cualquier
otro átomo cercano, ello significa que la ionización se realiza en estado gaseoso. De
este modo, debido a que se puede eliminar más de un electrón de un átomo, la energía
requerida para general el proceso se denomina primera energía de ionización (EI1).
M+ (g) + e-
M(g) + EI1
Asimismo, la segunda energía de ionización (EI2) es la que se requiere para remover un
segundo electrón, es decir:
M+ (g) + EI2
M2 + (g) + e-
La energía de ionización se acostumbra expresarla en kilojoules por mol, lo que
corresponde a la energía necesaria para ionizar un mol de átomos. Por ejemplo:
Para una primera ionización del sodio:
Na+ (g) + e-
Na + 496 KJ/mol
Para una segunda ionización del sodio:
Na+ + 4 565 KJ/mol
19
Na2+ (g) + e-
El valor de la energía de ionización depende de varios factores.
La carga nuclear. Como la carga nuclear atrae a los electrones, es más difícil separar
un electrón de un átomo con número atómico grande en un mismo periodo (tabla 1).
Radio atómico. Mientras más alejando esté un electrón de su núcleo, resulta más fácil
separarlo del átomo, ya que la atracción es inversamente proporcional al cuadrado de la
distancia, situación que se observa en un mismo grupo (tabla 1).
Efecto pantalla o protector. Los electrones internos de un átomo evitan que el núcleo
atraiga con toda su efectividad a los electrones más externos. Por lo tanto, a mayor
cantidad de electrones internos mayor efecto pantalla, y, por lo tanto, será más fácil
separar a un electrón (tabla 2).
Tabla 1. Energías de ionización de algunos elementos*
Cantidades necesarias de energía (kJ/mol)
-
2o. e
-
3o. e
-
4o. e
5o.e
-
Elemento
1o. e
H
1 312
He
2 372
5 427
Li
520
7 297
11 810
Be
900
1 757
14 845
21 000
B
800
2 430
3 659
25 020
32 810
C
1 088
2 352
4 619
6 222
37 800
En
2 080
3 962
6 276
9 376
12 190
Nao
496
4 565
6 912
9 540
13 355
*Los valores se expresan en kilojoules por mol, mostrando las energías
necesarias para sacar de uno a cinco electrones por átomo. Las cantidades
subrayadas indican la energía necesaria para sacar un electrón de una
estructura electrónica de gas noble.
20
Tabla 2. Primeras energías de ionización en un grupo y en un periodo (los valores de la
energía de ionización están en KJ/mol).
aumenta
d
i
s
m
i
n
u
y
e
Li3
520
Be4
900
B5
800
C6
1 086
N7
1402
O8
1 314
F9
1 681
Ne10
2 080
Na11
496
K19
419
Rb37
403
Cs55
376
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
De acuerdo con la tabla 1, explica por qué para eliminar un electrón de la última capa de
flúor se necesita más energía de ionización que para eliminar un electrón de la última
capa de sodio.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
c) Electronegatividad
La electronegatividad es un índice que representa la tendencia de un átomo para
atraer hacia sí electrones cuando se encuentran en un enlace químico. Esta teoría
fue propuesta en 1932 por el químico estadounidense Linus Pauling, quien además
destacó que la distribución de la nube electrónica de los electrones que forman un
enlace varía, pues si A y B son dos elementos con electronegatividad semejante,
ninguno de los dos atrae hacia sí los electrones de enlace:
A B
21
Por el contrario, si A es más electronegativo que B, entonces los electrones de
enlace se carga hacia él.
A xB
Linus Pauling también desarrolló una escala de electronegatividades relativas, en la que
se asignan un valor de 4.0 al flúor, que es el elemento más electronegativo de la tabla
periódica.
En la siguiente tabla se puede observar que la electronegatividad relativa de los no
metales es alta y la de los metales es baja: esta electronegatividad indica que los átomos
de los metales tienen mayor probabilidad de perder electrones que los átomos de los no
metales, pues mientras mayor sea el valor de la electronegatividad, mayor es la
atracción hacia los electrones de enlace.
Es importante mencionar que en este caso los gases nobles no participan en la
electronegatividad.
22
23
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
1. ¿Por que el radio atómico de los elementos de un mismo periodo disminuye de
izquierda a derecha?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
2. ¿Qué factores influyen en la energía de ionización?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
3. Con ayuda de la tabla de las propiedades periódicas (página anterior), orden de
mayor a menor electronegatividad los siguientes elementos: Oxígeno (O8), Sodio
(Na11), Azufre (S16), Criptón (Kr36), Bario (Ba56) y Carbono (C6). Si alguno de los
elementos no cuenta con electronegatividad argumente porque.
______________________________
______________________________
______________________________
______________________________
______________________________
______________________________
¿Por qué? ___________________________________________________________
____________________________________________________________________
4. De todos los elementos del segundo periodo (Li3 hasta Ne7) indica:
a) Cuál tiene mayor electronegatividad?____________________________________
_________________________________________________________________
b) ¿Cuál el menor radio atómico? _________________________________________
_________________________________________________________________
c) ¿Cuál es el metal más activo?__________________________________________
_________________________________________________________________
d) ¿Cuál tiene la mayor energía de ionización? ______________________________
_________________________________________________________________
24
EXPLICACIÓN INTEGRADORA
El enlace químico es el resultado de la unión que se da entre dos o más átomos. Sin
embargo, los responsables de que dicho enlace se lleve a cabo son los electrones de
valencia, los cuales se localizan en el último nivel de energía de cada átomo. Al
respecto, Gilbert M. Lewis y Walter Jossel en 1916 plantearon que la mayoría de los
átomos tenían la propiedad de ceder o recibir electrones, de tal manera que su última
órbita tenga 8 electrones. A este planteamiento se le conoce como la regla del octeto.
Tiempo después, Lewis propuso una forma de hacer una representación atómica, en
donde se hacía énfasis en los electrones de valencia.
Sin embargo, para poder entender qué es lo que sucede en cada uno de los diferentes
enlaces se requiere conocer las propiedades que tiene cada uno los elementos que
intervienen, por lo tanto se recomiendan algunas de ellas: radio atómico, energía de
ionización y electronegatividad.
25
1.2 TIPOS DE ENLACE
En ocasiones, la forma en que los átomos completan sus octetos es mediante la
compartición de electrones, lo que se observa en
Elemento
Nax +
Enlace
Na+ xCl
Cl
-
Así los enlaces químicos se clasifican en :
iónico o electrovalente
Enlace químico
puro
polar
coordinado
covalente
metálico
(En este capítulo estudiaremos dos tipos: de enlace el enlace iónico o electrovalente y el
enlace metálico)
1.2.1 ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE
Cuando un metal reacciona con un no metal para adquirir la estructura de un gas
noble inmediato, se transfieren uno o más electrones de los átomos del metal a los
átomos del no metal y se forman un enlace iónico o electrovalente; los átomos de los
metales se convierten en iones positivos o cationes por la pérdida de electrones, y los
átomos de los no metales, al ganar electrones, forman iones negativos o aniones; los
iones formados se atraen entre sí y se forma un enlace de naturaleza eléctrica. Por
ejemplo:
Ca O
Elemento
Ca20
x
O
Símbolo electrónico
x
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Ca x
1s2 2s2 2p4
O8
Ca x +
Configuración Electrónica
O
Ca2+
26
O
2-
Como se observa en este ejemplo el calcio (Ca20) cede los dos electrones que se
encuentran en la órbita más externa, en tanto que el átomo de oxígeno (O6) incorpora
estos dos electrones a su último nivel, quedando el calcio con una carga positiva y el
oxígeno de forma contraria. Por lo tanto, podemos decir que el enlace iónico
electrovalente se debe a la atracción electrostática de iones de signos contrarios, que
resulta de la transferencia de electrones de un átomo a otro. En la reacción, el número
total de electrones perdidos por los átomos de calcio involucrados en la reacción debe
ser igual a el número total de electrones ganados por los átomos de oxígeno por lo
consiguiente el número de iones positivos y negativos es el mismo. Estos iones se
atraen mutuamente y forman un cristal.
El ion (la palabra proviene del griego y significa caminante) se utiliza para designar a un
átomo o grupo de ellos cuando se encuentran cargados positiva o negativamente por
haber ganado o perdido electrones. Asimismo, al formarse los iones, los átomos se
comportan de acuerdo con la regla del octeto. Tomemos como ejemplo los átomos de
potasio (K) y cloro (Cl) representando su nivel exterior.
Kx
Cl
El potasio cumple con la regla del octeto al perder el electrón del nivel exterior, formando
el ion potasio con carga positiva, K+.
K
+
K+
El
+ e-
catión
El cloro, al ser el receptor del electrón que perdió el potasio, cumple con la regla el
octeto y completa con ocho los electrones del último nivel de energía, con lo cual se
formará el ion cloruro, Cl-.
Los iones se enlazan como un conjunto y se arreglan en el estado sólido, siguiendo un
patrón tridimensional que forma una red cristalina, en donde los iones positivos y
negativos ocupan posiciones específicas de acuerdo con su tamaño y carga.
27
El berilio (grupo 2) y el flúor (grupo 7) reaccionan entre sí para formar fluoruro de berilio
(BeF2) de manera análoga al sodio y al cloro, pero con la diferencia de que el átomo de
berilio cede los dos electrones y cada flúor acepta sólo uno.
fórmula: Be F2
Representación de Lewis
Be ,
F1
F
Enlace iónico
1-
Be
+ 2
F
F
1-
Be
2+
F
Como se observa, el cloro y el flúor son elementos con un comportamiento semejante al
unirse a los metales, pues ambos ganan un electrón formando iones negativos, lo cual
demuestra que los elementos de una misma familia actúan en forma similar.
De manera conjunta podemos decir que un enlace iónico o electrovalente se forma
entre elementos de baja electronegatividad (que ceden electrones) con otros de alta
electronegatividad (ganan electrones); arbitrariamente se ha fijado que la diferencia de
ambas electronegatividades deben ser mayor que 1.7 para que el enlace que se
forme se considere iónico.
Na (sodio)
0.9
3.0 -0.9 = 2.1
Cl (cloro)
3.0
Diferencia de
electronegatividades
Be (berilio)
F (flúor)4.0
1.5
4.0 - 1.5 = 2.5
Diferencia de
electronegatividades.
a) Propiedades de los enlaces iónicos o electrovalentes.
Por lo general, los compuestos iónicos o electrovalentes son sólidos a temperatura
ambiente, con punto de fusión y ebullición altos, con frecuencia superiores a 500º C,
lo cual se debe a la gran cantidad de energía que se necesita suministrar para vencer
las grandes fuerzas electrostáticas atractivas entre los iones de carga opuesta.
1
Esta representación se puede expresar, también, de la siguiente manera 2
28
F
Los compuestos iónicos, por otra parte, son buenos conductores de la energía
cuando están fundidos o en solución acuosa, ya que los iones tienen la libertad de
movimiento características de un líquido, aunque en estado sólido son malos
conductores porque los iones permanecen inmóviles. Asimismo, gran parte de los
compuestos iónicos son solubles en disolventes polares como el agua y, en general, son
insolubles en solventes no polares orgánicos (éter, hexano).
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
1. ¿Qué es un enlace químico y de qué depende su formación?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
2. Cita la regla de octeto.
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
3. Indica si tienden a aceptar, ceder o compartir electrones los elementos que tienen:
a) Electronegatividad muy baja, como los metales. ___________________________
b) Electronegatividad muy alta, como los no metales._________________________
4. Para cada una de las siguientes fórmulas realiza: su configuración electrónica, aplica
la regla del octeto, elabora su representación de Lewis, desarrolla el enlace iónico y,
por último, señala que elemento es catión y cuál anión.
Li2 O
Mg Cl2
Cs I
29
1.2.2. ENLACE METÁLICO
El enlace metálico es entendido como la unión de dos o más metales. En este
sentido, las propiedades físicas y químicas de los metales no pueden explicarse por
medio de la formación de enlaces iónicos o covalentes. Por tanto, un metal está
formado por una red rígida de iones positivos sumergidos en una nube de electrones
libres (electrones deslocalizados).
Figura 5. Representación gráfica de una nube de electrones libres.
a) Propiedades de los metales
Los metales son en su mayoría sólidos a temperatura ambiente, con excepción del
mercurio y del galio que son líquidos. Las propiedades de los metales se clasifican en
físicas y químicas.
Propiedades físicas
1. Son buenos conductores del calor y de la electricidad.
2. Son maleables (se moldean con facilidad y se pueden laminar).
3. Son dúctiles (se estiran con facilidad y se pueden hacer hilos como los alambres
conductores).
4. Presentan brillo metálico.
5. Son sustancias duras con elevados puntos de fusión.
Propiedades químicas
1. Los metales tienden a perder o donar electrones cuando se combinan, adquiriendo
una o más cargas positivas.
2. Cuando se combinan con el oxígeno, forman óxidos básicos.
3. Con los no metales forman sales.
4. Con el hidrógeno forman hidruros.
30
Aplicación de algunos metales en la vida cotidiana
Plomo
Se utiliza para construir las placas de los acumuladores.
Al fundirse con el litio se forman placas de muy alta densidad, por lo que se usan para
hacer protectores contra la radiactividad.
Oro
Acuñación de monedas
Manufactura de joyas
Prótesis dentales
Base del sistema monetario
Chapeado de piezas metálicas.
Plata
Acuñación de monedas
Fabricación de utensilios
Plateado de los espejos
Fabricación de sales empleadas en fotografía, como el bromuro de plata
Objetos de orfebrería artística.
Cobre
En la industria eléctrica para fabricación de conductores eléctricos y componentes para
aparatos electrónicos.
Electrónicos.
Se emplea en calderas
Fabricación de aleaciones como latones o bronces
Conductores de calor.
Aluminio
Como conductor eléctrico en lugar del cobre por su menor peso
Sus aleaciones se usan en motores de combustión interna en los pistones.
En láminas, perfiles, varillas, tubos y molduras.
31
b) Propiedades de los no metales
A manera de información te presentamos algunas de las características de los no
metales, que (de igual manera) te pueden servir para hacer contrastes o identificar las
diferencias que existen con los metales.
Los no metales se encuentran en la naturaleza en los tres estados de agregación:
sólido, líquido y gaseoso a temperatura ambiente, sus propiedades se clasifican en
físicas y químicas.
Propiedades físicas
1. No tienen aspecto ni brillo metálico
2. No son dúctiles, ni maleables, ni tenaces, más bien son quebradizos en su fase
sólida.
3. son malos conductores del calor y de la electricidad.
Propiedades químicas.
1. Los no metales al reaccionar ganan electrones y, por lo tanto, adquieren una o más
cargas negativas.
2. Al combinarse con el oxígeno forman óxidos ácidos
3. Con los metales forman sales.
Por otro lado, una de las propiedades de los metales es su gran capacidad para conducir
la energía eléctrica, facilidad de conducción que nos indica que en los metales existen
electrones de valencia circulando en libertad por ciertos niveles de energía del conjunto
de átomos que forma el trozo metálico. Así, el enlace metálico nos permite explicar la
tenacidad, la alta densidad, la maleabilidad y la ductibilidad de los metales.
La alta conductividad2 eléctrica y calorífica de los metales se debe al enlace metálico.
Asimismo, el hecho de que los electrones circulen libremente por el metal nos indica que
algunos de los electrones de los átomos metálicos no pertenecen a un átomo en
particular, sino al sólido entero. Si uno de los extremos de una pieza metálica se
calienta, los electrones de esa zona se mueven más rápido que los electrones de la
zona fría y muy pronto alcanzarán el extremo frío, calentándolo a su vez.
Así, el
movimiento de los electrones de valencia en los metales y su intercambio de
energía cinética son análogos al movimiento de las moléculas de un gas.
Un metal consta de iones cargados positivamente , fijos en la red metálica, con
electrones que se mueven con libertad a través del sólido y actúan como una fuerza de
cohesión, sin la cual los iones positivos se repelerían, por ello se dice que los electrones
móviles son responsables del enlace metálico.
2
En este caso, la conductividad está relacionada con la propiedad que tiene el metal para permitir el paso de calor o
electricidad.
32
Los metales se caracterizan, además, por ser sólidos y no volátiles, con excepción del
mercurio; sus puntos de fusión se encuentran comprendidos en un intervalo muy amplio,
pues van desde temperaturas ligeramente superiores a la del ambiente hasta los miles
de grados, ejemplo que tenemos en:
Cs con punto de fusión de 29º C
W con punto de fusión de 3 380º C
Sus electrones libres son responsables de que sean excelentes conductores de la
corriente eléctrica y del calor, así como de la capacidad de reflejar la luz, lo cual los
provee de su característico brillo metálico.
EXPLICACIÓN INTEGRADORA
Dependiendo de los elementos que intervengan en una mezcla o en un compuesto se
puede saber si se esta llevando a cabo un enlace iónico o un enlace metálico, en el
primer caso encontramos que ocurre cuando un metal reacciona con uno no metal,
dándose como resultado una red de cristales, los cuales tienen punto de fusión y de
ebullición elevado cuando son sólidos; enlaces metálicos, éstos se identifican cuando se
presenta de manera líquida o acuosa son buenos conductores. En lo que se refiere a
los enlaces metálicos, estos se identifican cuando uno o mas metales se unen, los
cuales tienen la propiedad de ser buenos conductores de calor, presentan brillo,
etcétera.
33
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 1
“ENLACES IÓNICOS Y METÁLICOS” (OBLIGATORIA).
Objetivo
Identificar algunas propiedades en metales y compuestos iónicos de manera
experimental para relacionarlos con el tipo de enlace que presentan.
Cuestionario de conceptos antecedentes
1) ¿Cuál es el concepto de enlace químico? ___________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
2) ¿Cómo se forma el enlace iónico? ________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
3) ¿Cómo se forma el enlace metálico? ______________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
4) ¿Cuáles son las características de los compuestos que presentan enlace iónico?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
5) ¿Cuáles son las propiedades derivadas del enlace metálico? ___________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
34
Experimento I
Objetivo
Determinar la conductividad de algunas sustancias para relacionarlas con el enlace que
presentan.
¿Qué necesitas?
Materiales
Sustancias
☞ 1 circuito eléctrico con socket y foco
☞ 4 vasos para precipitado de 100 ml
☞ 1 probeta de 50 mL
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
2 g de cloruro de sodio
2 g de bromuro de sodio
2 g de yoduro de potasio
1 lámina de cobre
1 lámina de zinc
1 lámina de aluminio
1 lámina de plomo
1 lámina de niquel
1 lámina de hierro
200 mL de agua destilada.
Prevención y seguridad
La indicada para trabajar con un circuito eléctrico y con material de vidrio.
¿Cómo hacerlo?
Instala el circuito eléctrico y comprueba su funcionamiento.
Electrodos
Agua
Figura 6. Circuito eléctrico.
35
Numera los vasos de precipitado de 1 al 4 y coloca en ellos las sustancias como se
indica en la figura 7.
Figura 7. Soluciones iónicas para la conductividad eléctrica.
Introduce los electrodos del circuito en el vaso 1 cuidando que no se junten, observa que
pasa al foco y regístralo. Saca los electrodos del vaso y enjuágalos.
Repite el procedimiento con los vasos 2 al 4.
Coloca un electrodo del circuito eléctrico en un extremo de la lámina de cobre y el otro
electrodo en el otro extremo. Observa que pasa al foco y regístralo en al tabla anexa.
Repite el procedimiento con las otras láminas.
Hipótesis
Una vez que haz revisado el procedimiento elabora una hipótesis, haciendo énfasis en la
relación de la conductividad de las sustancia y el tipo de enlace que se presenta.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Registro de observaciones
Anota tus observaciones en la siguiente tabla.
SUSTANCIAS
CONDUCE LA
ELECTRICIDAD
SI / NO
AGUA
DISOL. DE CLORURO DE SODIO
DISOL. DE BROMURO DE SODIO
DISOL. DE YODURO DE POTASIO
COBRE
HIERRO
NIQUEL
ZINC
PLOMO
ALUMINIO
36
¿POR QUÉ?
Experimento II
Determinar la solubilidad de algunas sales para relacionarla con el tipo de enlace que
presentan.
¿Qué necesitas?
Materiales
Sustancias
☞ 9 tubos de ensaye 10 x 100 mm
☞ 1 gradilla
☞ 3 probeta de 10 mL
☞
☞
☞
☞
☞
☞
1.5 g de cloruro de sodio
1.5 g de bromuro de sodio
1.5 g de yoduro de potasio
15 mL de agua
15 mL de tetracloruro de carbono
15 mL de etanol
Prevención y seguridad
La indicada para trabajar con material de vidrio.
Tetracloruro de carbono.- Líquido incoloro muy volátil e inflamable, irrita los ojos, se
absorbe por la piel, muy tóxico al ingerirse, su inhalación provoca dolor de cabeza,
confusión, depresión, náuseas y vómito
Etanol líquido.- Líquido incoloro, muy volátil, inflamable, de olor agradable, poco tóxico
por ingestión.
¿Cómo hacerlo?
Numera los tubos del 1 al 9 y coloca en cada una 0.5 g de las siguientes sustancias.
Tubos
1, 4 y 7
2, 5 y 8
3, 4 y 9
0.5 g de cloruro de sodio
0.5 g de bromuro de sodio
0.5 g de yoduro de potasio
Agrega.
5 mL de agua a los tubos 1, 2 y 3
5 mL de tetracloruro de carbono a los tubos 4, 5 y 6
5 mL de etanol a los tubos 7, 8 y 9
Agita suavemente cada uno de los tubos y observa si se disolvió el sólido, regístralo
37
Precaución
Recuerda que el tetracloruro de carbono es muy tóxico evita su inhalación y su contacto,
si sufres alguna salpicadura o derrame llama inmediatamente a tu asesor o al conductor
de laboratorio.
Hipótesis
Elabora una hipótesis en relación a la solubilidad y al tipo de enlace que presentan las
sustancias.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Registro de observaciones
Registra la solubilidad observada en cada uno de los tubos en la siguiente tabla
utilizando el código.
M: muy soluble
R: poco soluble
Disolvente sólido
N: nada soluble
Agua
Tetracloruro de
Carbono
Etanol
Cloruro de sodio
Bromuro de sodio
Yoduro de potasio
Cuestionario de reflexión
1) ¿Qué tipo de enlaces presenta el agua? ____________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
2) ¿Cómo es la polaridad de la molécula del agua? _____________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
3) ¿Qué tipo de enlaces presenta el tetracloruro de carbono? ____________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
38
4) ¿Cómo es la polaridad de la molécula de tetracloruro de carbono? _______________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
5) ¿Qué tipo de enlaces presenta el etanol? ___________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
6) ¿Cómo es la polaridad de la molécula del etanol? ____________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
7) ¿Qué tipo de enlace presentan el cloruro de sodio, el bromuro de sodio y el yoduro de
potasio?___________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Conclusión
A partir de los resultados obtenidos ¿qué puedes concluir sobre los tipos de enlaces?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
39
RECAPITULACIÓN
En este esquema podrás identificar los conceptos más importantes y la secuencia con la
que se desarrolló el capítulo, lo cual te permitirá hacer una síntesis del mismo.
ENLACE IÓNICO Y
METÁLICO
consta de
ENLACE QUÍMICO
TIPOS DE ENLACE
el cual se
divide en
son
ELECTRONES
DE VALENCIA
REGLA DEL
OCTETO
PROPIEDADES
PERIÓDICAS DE
LOS ELEMENTOS
empleando la
algunas de ellas son
IÓNICOS
ELECTROVALENTE
el que menciona sus
REPRESENTACIÓN
DE LEWIS
PROPIEDADES
RADIO
ATÓMICO
ELECTRONEGATIVIDAD
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
40
FÍSICAS
METÁLICOS
y sus
PROPIEDADES
que son
QUÍMICAS
ACTIVIDADES INTEGRALES
Estas actividades tienen como finalidad que apliques los conocimientos adquiridos con el
estudio de este capítulo.
Lee con atención las siguientes preguntas y marca con una “x” la opción que consideres
correcta.
1. La electronegatividad se define como la capacidad que tiene un elemento de:
a)
b)
c)
d)
Ceder electrones en los enlaces.
Atraer electrones en un enlace.
Atraer neutrones.
Atraer protones.
1. ¿En cuál de los siguientes compuestos se presenta enlace iónico?
a)
b)
c)
d)
NH3
LiF
Cl2
O2
3. De los siguientes conceptos ¿cuál no es una propiedad periódica?
a)
b)
c)
d)
Energía de ionización.
Afinidad electrónica.
Electronegatividad.
Valencia.
4. Los compuestos con enlace iónico:
a)
b)
c)
d)
En estado sólido conducen la corriente eléctrica.
Tienen bajos puntos de fusión y ebullición.
Forman moléculas bien definidas.
Forman redes iónicas.
5. Una característica del enlace metálico es tener electrones:
a)
b)
c)
d)
Deslocalizados.
Compartidos.
Apareados.
Libres.
41
6. En una sal como el fluoruro de potasio (KF) podemos suponer (dada la gran
diferencia de electronegatividad entre el potasio y el flúor) que se encuentra presente
un enlace:
a) Electrovalente.
b) Covalente.
c) Metálico.
7. Los iones con carga eléctrica negativa se llaman:
a)
b)
c)
d)
Cationes.
Cátodos.
Aniones.
Ánodos.
8. Los átomos se reúnen compartiendo, cediendo o ganando electrones para completar
el último nivel con un número de electrones igual a:
a)
b)
c)
d)
6.
8.
18.
32.
9. Cuando un compuesto presenta un elevado punto de fusión, se debe a que tiene
enlaces:
a) De hidrógeno.
b) Covalentes.
c) Iónicos.
10.Una sustancia que sólo conduce la corriente eléctrica cuando está fundida o en
solución presenta enlaces:
a) Covalentes.
b) Metálicos.
c) Iónicos.
11. Conforme a la teoría de Pauling, el flúor tiene una electronegatividad de 4.0 y el
francio de 0.7. ¿Qué tipo de enlace formarán estos elementos?
a) Covalente.
b) Metálico.
c) Iónico.
12. Los compuestos unidos por enlace metálico se caracterizan por ser:
a)
b)
c)
d)
Malos conductores del calor.
Poco dúctiles.
Maleables.
Solubles.
42
AUTOEVALUACIÓN
A continuación se presentan las respuestas de las Actividades Integrales, verifica tus
resultados.
1.
b)
7.
c)
2.
b)
8.
b)
3.
d)
9.
c)
4.
d)
10.
c)
5.
d)
11.
c)
6.
a)
12.
c)
43
CAPÍTULO 2
ENLACE COVALENTE
2.1 MODELOS DE LEWIS EN ELEMENTOS NO METÁLICOS
2.1.1 Modelo de Enlace Covalente
2.1.2 Excepciones a la Regla del Octeto
2.1.3 Electronegatividad y Polaridad
2.2 ESTRUCTURA MOLECULAR
2.3 ENLACE COVALENTE EN LOS COMPUESTOS DE CARBONO
2.3.1 Grupos Funcionales
45
PROPÓSITO
Qué vas a aprender.
En este capítulo identificarás el modelo covalente y su aplicación en la formación de
moléculas.
Cómo lo lograrás.
Mediante la realización de actividades experimentales y realizando reflexiones sobre el
contenido
Para qué te va a servir.
Para comprender los diferentes fenómenos que se presentan en los enlaces químicos,
principalmente en aquellos que se derivan de los hidrocarburos.
47
CAPÍTULO 2. ENLACE COVALENTE
2.1 MODELO DE LEWIS EN ELEMENTOS NO METÁLICOS
Recuerda que en el modelo de Lewis se infiere la estructura de los átomos a partir de su
comportamiento químico y se utiliza para explicar de la mejor manera posible, las
propiedades que presentan, cuando se combinan entre sí.
Lo primero que se debe considerar es que las características de los átomos aislados
permitirán predecir la manera en que formarán compuestos.
Asimismo, el
comportamiento químico de los elementos tiene relación con los electrones del nivel de
energía más externo de los átomos, los cuales se denominan electrones de valencia, y
participan en la formación de los compuestos.
En el capítulo anterior se estudió que los modelos atómicos de Lewis son una
representación sencilla, en donde, primero se anota el símbolo del elemento
correspondiente, y posteriormente se señalan los electrones de valencia, alrededor de
éste, ya sea con puntos (.) o con equis (x). Esto es lo que se conoce como estructura de
Lewis.
Si se le considera que el número de electrones de valencia, para el elemento
representativo, corresponde al número del grupo al que pertenece en al tabla periódica
(restando 10 si el grupo es mayor a diez), de acuerdo con el modelo de Lewis el litio (Li3)
pertenece al grupo 1 y se representa de la siguiente manera.
Su configuración electrónica es:
Li3 1s2 2s1, en donde su número de electrones de valencia es 1.
Por tanto, la estructura de Lewis es:
Li
o
Li
¿Cuál será la estructura de Lewis para los elementos del sodio (Na11) y el argón (Ar18)?
49
2.1.1 MODELO DE ENLACE COVALENTE
Se dice que hay una unión química entre dos átomos cuando las fuerzas que actúan
entre ellos son tan grandes que permiten la formación de un agregado con suficiente
estabilidad para que se le considere una especie molecular independiente. Lo primero
que debe examinar es la naturaleza de las fuerzas que actúan entre estos átomos.
Recuerda que en el modelo de enlace iónico, las fuerzas se deben a la atracción
electrostática entre dos iones de cargas opuestas, los cuales se formaron por la
transferencia de electrones entre átomos con diferente electronegatividad de tal manera
que los átomos adquieren, al combinarse, la estructura electrónica estable de los gases
nobles.
¿Cómo se combinan los átomos de los elementos que tienen similar electronegatividad?
Lewis propuso que para adquirir estos átomos una estructura electrónica estable
deberían compartir un par o más de electrones con otro átomo. Esta unión se
conoce con el nombre de enlace covalente, un ejemplo de ello es la molécula del agua
(H2O), en donde el oxígeno (ubicando en el grupo 16) puede llenar un octeto al compartir
un electrón con cada hidrógeno:
H
O
H
o también se puede respresentar
de la siguiente manera
H
O
H
x electrones de valencia del hidrógeno
• electrones de valencia del oxígeno
En la molécula de tetracloruro de carbono (CCl4) cada átomo de cloro comparte un par
de electornes con el carbono, con el objeto de que todos los átomos adquieran
estructura de gas noble.
Cl
Cl
Cl
C
x Electrones de valencia cloro
z Electrones de valencia del carbono
Cl
¿Cuál sería la estructura de Lewis de las siguientes moléculas: dióxido de
carbono (CO2), metanol (CH3-OH), Oxígeno (O2) y metano (CH4)?
50
En 1874 Jacobus Van´t Hoft y Joseph Le Bel señalaron que los cuatro enlaces del
carbono están dirigidos hacia los vértices de un tetraedro en la mayoría de sus
compuestos. Con base en esta teoría Lewis propuso una estructura diferente para los
compuestos del carbono, en la que los cuatro pares de electrones se distribuyen en un
arreglo tetraédrico.
Estructura de Jacobus para el carbono
Estructura de Lewis para el carbono
Figura 8.
Aunque Lewis aceptó que su modelo tenía limitaciones, puesto que no explicaba
muchos fenómenos, lo cierto es que interpreta satisfactoriamente multitud de evidencias
experimentales de tipo químico, especialmente de los compuestos del carbón, el cual
satisface la regla del octeto en las moléculas donde participa. Por ello gran parte de la
Química puede abordarse con el uso exclusivo de este modelo. Otra modificación al
modelo de Lewis consiste en indicar con una línea a los pares de electrones, en especial
los de enlace. Para lo cual te proponemos llevar a cabo la siguiente secuencia.
a) Mostrar la estructura de Lewis, en donde se cumpla la regla del octeto.
b) Representar con una línea los pares de cada enlace
A continuación te presentamos un ejemplo de la molécula de cloroformo (CHCl3)
Cl
Cl
C
Cl
C
H
Cl
Se escriben todos los
electrones de valencia
Cl
C
H
Cl
Cl
C
Cl
H
Cl
Los pares de enlace con
una línea
Todos los pares no
enlazantes con línea
51
Cl
C
H
Cl
Los pares (líneas) no
enlazantes se eliminan
Considerar que los átomos de una molécula tenderán a acomodarse, de tal forma que
todos adquieran una configuración estable a la cual corresponde a ocho electrones o lo
que se conoce como la regla del octeto. (Cabe hacer mención que cuando un átomo
tiene un número de electrones de valencia de 1, 2 ó 3 éste pueda perder electrones;
pero si este número es de 4 podrá ganar o perder electrones, esto estará en función
de con quién se una; y si el número de electrones de valencia es de 5, 6 ó 7 el átomo
ganará electrones hasta completar ocho electrones), por ejemplo, para un compuesto
formado por dos átomos A y B se podrán tener las siguientes posibilidades.
Átomos A y B
A
B
B
A
1. enlace sencillo
A
2. enlace doble
B
3. enlace triple
Es posible el primer caso si se tiene un total de 14 electrones de valencia; el segundo
requiere 12 electrones de valencia y el tercero 10; por lo tanto, el número de electrones
compartidos entre dos átomos es de 8(2)-e, donde e es igual al número total de
electrones de valencia.
Otro ejemplo es la molécula de etanol (C2 H6O), que es el alcohol de las bebidas y el de
más uso en la mesa:
Primero se escriben las estructuras de Lewis para cada átomo, los que se colocan en
forma simétrica.
H
H
H
C
C
H
H
O
H
En seguida se reordenan los electrones y se forma un enlace covalente entre cada par
de átomos.
H
H
H
C
C
H
H
O
H
Observa que hay sólo dos enlaces dobles entre octetos: uno es el C-C y el otro el C-O.
52
Posteriormente se distribuyen los electrones restantes, de tal forma que cada
elemento tenga o complete ocho electrones, excepto el hidrógeno que sólo tiene dos.
Por último, se verifica que el número de electrones de valencia sea veinte, ya que no se
deben agregar ni eliminar éstos durante el proceso. Asimismo, si no hay suficientes
electrones para formar los octetos, se distribuirán los electrones no compartidos
para formar enlaces dobles y triples.
Veamos ahora la estructura de Lewis para el ácido sulfúrico (H2SO4):
a) Como primer paso se coloca el átomo de azufre (s) en la parte central.
b) Posteriormente se colocan los oxígenos (O) alrededor del azufre (de manera
simétrica).
c) Por último, los hidrógenos (H) se unen con dos de los oxígenos.
O
O
H
O
S
O
H
H
O
S
O
H
O
O
Estructura de Lewis para cada átomo
Enlaces covalentes
Figura 9.
Como se advierte, la única forma de que los átomos de oxígeno y azufre cumplan con la
regla del octeto es que el azufre proporcione los dos electrones de cada enlace entre los
átomos de oxígeno que no están enlazados a átomos de hidrógeno. A éste se le llama
enlace covalente coordinado, es decir, se forma cuando los electrones proporcionan uno
solo de los átomos que participan en la formación del enlace. Éste puede representarse
con una flecha que va del átomo que aporta el par de electrones del enlace.
En donde:
H
O
O
↑
S
↓
O
H
↑ó↓
Representan enlaces covalentes coordinados
Representa un enlace covalente simple.
Esta representación se hace por conveniencia, no porque el enlace coordinado sea
diferente de los demás enlaces covalentes.
¿Cómo representaría un enlace doble o triple?
53
Veamos otro ejemplo con la molécula del ácido nítrico (HNO3).
Primero se escriben las estructuras de Lewis para cada átomo, colocándolos en forma
simétrica.
O
H
O
N
O
A continuación se aplica la regla del octeto, en este caso se observará que los enlaces
N-O han de ser dobles. Por lo consiguiente distribuiremos los electrones restantes, de
tal forma que cada elemento tenga o comparta ocho electrones, excepto el de hidrógeno
que tendrá dos:
O
H
O
Enlace
coordinado
N
Enlaces
sencillos
O
Enlace
doble
Por último, se verifica que el número de electrones de valencia sea el correcto, ya que
no debemos eliminarlos ni agregarlos durante el desarrollo. Generalmente el átomo que
proporciona los electrones en enlace covalente coordinado tiene, al menos, un par de
electrones de valencia no compartidos, por lo que los átomos de oxígeno y nitrógeno
forman con frecuencia estos enlaces.
Teniendo en cuenta a la estructura de Lewis y aplicando la regla del octeto
¿cómo sería el enlace covalente del amonio (NH4+)?.
Por otra parte, si la molécula está cargada, antes de reordenar los electrones se añade
un electrón por cada carga negativa al átomo más electronegativo (ver más adelante) o
restamos un electrón por cada carga positiva al átomo menos electronegativo,
colocamos la estructura entre paréntesis e indicamos la carga fuera de éste; por
ejemplo, para el ion amonio (NH4+) tenemos :
54
átomos con sus electrones
de valencia ordenados
simétricamente
eliminar un electrón para
considerar la carga + y
colocamos el paréntesis
H
H
N
H
H
H
N
H
H
H
Observa como en este caso el átomo de
hidrógeno (H) cede el espacio y el
átomo de nitrógeno (N) cede electrones.
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Escribe las estructuras de Lewis e indica el tipo de enlace entre cada dos átomos de los
siguientes fórmulas:
CO2
CH4
H 2 O2
CCl4
55
H3 O
2.1.2 EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
Hay elementos cuyos átomos no cumplen con la regla del octeto, y en este caso se
encuentran:
1. Átomos centrales que tienen menos de ocho electrones de valencia y pertenecen a
grupos 2 y 3. Por ejemplo, el berilio (Be) el boro (B) y el aluminio (Al), en moléculas
como:
F
Cl
Be
Cl
F
Berilio con cuatro electrones
Cl
B
F
Cl
Boro con seis electrones
Al
Cl
Aluminio con seis electrones
2. Átomos centrales con más de ocho electrones de valencia, éstos pertenecen a los
grupos 13, 14, 15, 16 o mayores. Los casos típicos son fósforo (P), azufre (S) y
xenón (Xe), en las moléculas.
F
F
F
F
S
F
F
F
F
Xe
F
F
azufre con doce electrones
xenón con doce electrones
3. Átomos que tienen número impar de electrones de valencia, como el nitrógeno y el
cloro. Por su rareza estos compuestos reciben el nombre de paramagnéticos por
tener electrones desapareados. Las estructuras de Lewis se escriben con un arreglo
lo más cercano al octeto; por ejemplo, el monóxido de nitrógeno (NO):
N
O
56
2.1.3 ELECTRONEGATIVIDAD Y POLARIDAD
Cabe recordar el concepto de electronegatividad: es la medida relativa de la capacidad
que tiene un átomo de atraer los electrones en un enlace químico. Aunque la
electronegatividad de un elemento cambia ligeramente dependiendo del compuesto en
que se halle. De acuerdo a la escala de Puling te presentamos los siguientes valores:
Valores de electronegatividad de los átomos
H
21
no metales
d
i
s
m
i
n
u
y
e
Li
Be
1.0
1.5
aumenta
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
0.8
1.0
1.3
1.5
1.6
1.6
1.5
1.8
1.8
1.8
1.9
1.6
1.6
1.8
2.0
2.4
2.8
In
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
0.8
1.0
1.2
1.4
1.6
1.8
1.9
2.2
2.2
2.2
1.9
1.7
Cs
Ba
La-Lu
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
0.7
0.9
1.1-1.2
1.3
1.5
1.7
1.9
2.2
2.2
2.2
2.4
Fr
Ra
Ac
Th
Pa
U
Np-Lr
0.7
0.9
1.1
1.3
1.5
1.7
1.3
B
C
N
O
F
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
Sn
Sb
Te
I
1.7
1.8
1.9
2.1
2.5
Hg
TI
Pb
Bi
Po
At
1.9
1.8
1.8
1.9
2.0
2.2
Observa que la electronegatividad de los átomos aumenta de izquierda a derecha a lo
largo de un periodo y disminuye al descender en un grupo. Los no metales son más
electronegativos que los metales.
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Ordena los siguientes elementos de menor a mayor electronegatividad:
Potasio (K), Zinc (Zn), Nitrógeno (N), Flúor (F), Sodio (Na), Oxígeno (O) y Carbono (C)
________________________________
________________________________
________________________________
________________________________
_______________________________
_______________________________
_______________________________
_______________________________
Con los valores de electronegatividad se predice el tipo de enlace entre dos átomos
adyacentes. Cuando la electronegatividad es similar, el enlace que los une es covalente
polar y cuando existe una diferencia de electronegatividad mayor a 1.7, el enlace que
formarán será iónico.
57
En un enlace covalente cuando los electrones de enlace están compartidos
igualmente (los dos átomos enlazados son iguales) se forma un enlace covalente no
polar; por ejemplo, en la molécula de cloro (Cl2), el par de electrones de enlace es
atraído con igual fuerza por los dos átomos ya que tiene una diferencia de
electronegatividad a cero.
Cl
Cl
Cuando el par de electrones del enlace covalente no se comparte por igual (los dos
átomos enlazados son diferentes), se forma un enlace covalente polar; por ejemplo, en
la molécula de ácido clorhídrico (HCl), el átomo de cloro atrae con mayor fuerza los
electrones de enlace que el átomo de hidrógeno, dado que es más electronegativo.
Esta atracción desigual genera una carga parcial negativa en el átomo de cloro (Cl),
simbolizada por δ-, mientras que el átomo de hidrógeno (H) adquiere una carga parcial
positiva, simbolizada por δ +.
δ-
δ+
H
Cl
Al respecto, cabe hacer énfasis en que un compuesto polar se forma entre 2
elementos diferentes y que no son metales, del cual tienen una diferencia de
electronegatidad entre 0 y 1.7.
La presencia de un momento dipolar permanente en una molécula diatómica indica una
distribución desigual de la carga alrededor de uno o más enlaces de ésta, debido a la
diferencia de electronegatividad de los átomos enlazados. En este caso, se dice que el
enlace está polarizado y la molécula, como un todo, se denomina molécula polar. Por lo
consiguiente, la molécula de ácido clorhídrico (HCl) es polar y la del cloro (Cl2) no polar.
Entre los compuestos con moléculas polares y no polares se presentan diferencias muy
importantes en las propiedades tanto físicas como químicas que se deben al dipolo
eléctrico presente.
Una molécula poliatómica (con más de dos átomos) puede ser no polar, aunque los
enlaces covalentes sean polares, si estos enlaces están orientados simétricamente, por
lo que el momento dipolar total se cancela.
58
2.2 ESTRUCTURA MOLECULAR
En 1957, R.J. Gillespie y R. S. Nyholm desarrollaron un modelo con base en el efecto de
las repulsiones entre pares de electrones sobre los ángulos de enlace del átomo central,
el cual se conoce como modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia (RPECV), cuyo fin es explicar eficazmente la forma de la mayoría de las
moléculas que tienen enlaces formados por pares de electrones localizados; en
otras palabras, con ello se predice la estructura molecular.
Por medio de la teoría se puede predecir la estructura más estable de moléculas cuyo
átomo central tenga dos, tres, cuatro, cinco, hasta seis pares de electrones en la capa
de valencia, o sea, para aquellos que cumplen la regla del octeto y en los que no, mas
no se puede aplicar fácilmente a moléculas que tengan un número impar de electrones
de valencia o de átomos centrales de metales de transición.
El modelo RPECV no es infalible, aunque sí cubre aceptablemente gran cantidad de
casos, y en éste se considera como un grupo de electrones alrededor del átomo central
a cualquier enlace covalente (simple, doble o triple) o a cualquier par solitario de
electrones. Por el ejemplo, para un átomo que forma un enlace covalente doble, y
además tienen dos pares solitarios, diremos que tienen tres grupos de electrones.
Asimismo, el modelo RPECV señala que los grupos de electrones toman en el espacio
posiciones tales que cada uno esté lo mas alejado posible de los demás. La estructura
que resulta de los diferentes números totales de pares de electrones se observa en la
tabla 4.
59
Tabla 4
La importancia de predecir la estructura molecular radica en que a partir de ésta se
puede establecer la polaridad de un compuesto y derivar sus propiedades o
viceversa; por ejemplo, el agua (H2O) es un buen disolvente. También se sabe que una
molécula de agua la forman dos átomos de hidrógeno, a partir de lo cual se podrían
proponer las siguientes estructuras de Lewis.
60
O
H
H
O
H
H
Lineal
Angular
Al consultar la tabla 4 se puede establecer que la forma correcta de la molécula del agua
es angular, estructura a la cual se debe que la molécula sea polar y el agua un buen
disolvente.
Como ya se sabe, el dióxido de carbono (CO2) debe su comportamiento a la no
polaridad de sus moléculas.
Veamos otros ejemplo: recuerda que la acetona
(propanona, C3H6O) es un disolvente que se utiliza comúnmente para quitar el barniz de
las uñas. Tras usar el modelo de Lewis se tiene:
átomo
central
H
H
C
H
δ-
O
H
C
C
δ+
H
= enlace covalente
doble polar
H
enlaces covalentes
simples no polares
De acuerdo con el carbono central la molécula es triangular por tener a su alrededor tres
grupos de electrones. Y, considerando que las moléculas se distribuyen en tres
dimensiones, se utiliza la siguiente convención:
O
C
H
H
H
Enlace en el plano.
C
C
H
Enlace hacia adentro.
H
Enlace que se proyecta hacia el
H
Con esa estructura, los elementos polares de la molécula no se anulan, por lo tanto será
un compuesto polar, lo cual determina sus propiedades.
61
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Predice la polaridad de los siguientes compuestos: ácido sulfúrico (H2SO4) y éter dietil
éter CH3 - CH2 - O- CH2 - CH3) y relaciónalos con sus propiedades para poder explicar
éstas.
EXPLICACIÓN INTEGRADORA
Dependiendo del número de electrones de valencia que se de en un enlace (que
permitan cumplir con la regla del octeto), es posible predecir el tipo de estructura que se
pudiera generar, las cuales pueden ser de tipo lineal, triangular, tetraédricas, bipiramidal
trigonal y octaédrica.
A partir de esta predicción es posible determinar el tipo de polaridad del compuesto
enlace.
62
Antes de iniciar el siguiente tema te sugerimos que repases la siguiente tabla, ya que te
será de mucha utilidad en la formación de los grupos funcionales.
Tabla 5. Familia de los alcanos.
NOMBRE
FÓRMULA
CONDENSADA
FÓRMULA
SEMIESTRUCTURADA
FÓRMULA DESARROLLADA
H
METANO
CH4
C
H
H
H
ETANO
PROPANO
BUTANO
PENTANO
C2H6
CH3 - CH3
H
C3 H8
CH3 - CH2 - CH3
H
C4 H10
CH3 - CH2 - CH2 - CH3
H
C5 H12
CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3
H
HEXANO
C6 H14
CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 -CH3
HEPTANO
OCTANO
NONANO
DECANO
H
C7 H16
CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH 2 -CH2 -CH3
H
C8 H18
CH3 -CH2 -CH2 -CH2 -CH 2 -CH2 - CH2 -CH3
H
C9 H20
CH3 -CH2 -CH2 -CH2 -CH 2 -CH2 - CH2 - CH2 -CH3
C10 H22
CH3 -CH2 -CH2 -CH2 -CH 2 -CH2 -CH2 -CH2 -CH2CH3
H
H
H
C
C
H
H
H
H
H
H
C
C
C
H
H
H
H
H
H
H
H
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
C
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
C
C
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
C
C
C
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
H
63
H
H
H
H
H
2.3 ENLACE COVALENTE EN LOS COMPUESTOS DE CARBONO
2.3.1. GRUPOS FUNCIONALES
Los compuestos del carbono es un apartado en el estudio de los compuestos químicos
que, en un principio, según se creía, provenían únicamente de los seres vivos (por lo
que a su estudio se le llamó Química orgánica), lo cual es erróneo, dado que en la
actualidad millones de compuestos orgánicos se sintetizan sin necesidad de recurrir a
estos organismos, de aquí que se le conozca como Química del carbono, único
elemento que presenta la propiedad de formar uniones estables entre varios átomos de
su especie, constituyendo grandes cadenas. Otros elementos tienen esta característica,
pero no forman compuestos muy grandes, ya que son inestables y muy reactivos. Del
mismo grupo, el silicio también presenta concatenación, pero sus compuestos son
menos numerosos, más reactivos y menos estables.
En los compuestos de carbono hay una amplísima diversidad de arreglos estructurales
para los átomos de carbono, de los que se conocen miles de cadenas, y pueden tener
ramificaciones con otros átomos de carbono. Por lo tanto, la propiedad más importante
del carbono es la concatenación, es decir, la capacidad para construir enlaces
químicos entre sí y con una gran variedad de elementos, entre los cuales se
encuentran oxígeno, nitrógeno, hidrógeno, fósforo, azufre, halógenos y algunos
metales. Dichos enlaces permiten la generación de los grupos funcionales.
Tabla 6. Principales grupos funcionales.
Grupo
Hidroxilo
Función Química
R- OH
Nombre
Alcohol
Terminación
OL
Carbonilo
O
II
R-C-H
Aldehído
AL
Cetona
ONA
Ácido Carboxílico
OICO
Amina
Amina
O
II
R - C - R’
Carboxilo
Amino
O
II
R - C - OH
R - NH2
64
a) Alcoholes
Si sustituimos uno o más átomos de hidrógeno por otro átomo o grupo de átomos, se
pueden formar muchos compuesto; por ejemplo:
H
H
C
H
H
+
OH
H
grupo
hidroxilo
H
C
+
OH
H
H
Es decir, al partir del metano, al que se le elimina un hidrógeno, tenemos un grupo de
átomos y una posición de enlace; a estos grupos de les llama grupo alquilo se
simboliza con R. Si le agregamos el grupo - OH, llamado grupo hidroxilo, entonces
se obtiene un alcohol. Para propósitos de nomenclatura, se menciona el nombre del
hidrocarburo cambiando la terminación O por OL, como en el siguiente ejemplo:
H
H
H
C
H
H
H
H
metano (CH4)
H
C
+
OH
H
C
H
OH
H
grupo
alquino
metanol (CH3OH)
En resumen, cuando a un hidrocarburo se le cambian uno o más hidrógenos por otro
átomo o grupo de átomos se pueden obtener muchas moléculas diferentes. Es
importante resaltar que este grupo de atomos llamado grupo funcional, es la parte
químicamente más activa de toda la molécula. Veamos ahora otras moléculas que
resultan de la sustitución de un hidrógeno por el grupo -OH:
H
H
H
C
C
H
H
H
H
etano (C2 H6)
H
H
C
C
H
H
OH
etanol (C2H5 OH)
¿Qué pasaría si el grupo hidroxilo se ubicará en otro hidrógeno?
65
A partir del propano (C3 H8)
H
H
H
H
C
C
C
H
H
H
H = CH3 - CH2 -CH3
Podemos obtener
1
H
2
H
H
H
C
C
C
H
OH
H
H
H
ó
H
H
H
C
C
C
H
H
H
OH
Observa que en el propano se obtienen dos alcoholes diferentes, dependiendo del
hidrógeno que sea sustituido, por lo que se necesita discriminar uno de otro, lo cual se
logra indicando el número de carbono donde se localiza el -OH, es decir:
3
2
• Para el primer alcohol CH3
1
CH
CH3 anotamos 2 - propanol
OH
3
• Para el segundo alcohol
2
CH3
1
CH2
CH2
OH anotamos 1- propanol
En el caso del Butano (C4 H10) :
H
H
H
H
H
C
C
C
C
H
H
H
H
H = CH3 - CH2 -CH2-CH3
66
Se pueden presentar los siguientes alcoholes:
H
H
H
H
H
C
C
C
C
H
H
H
H
H
OH
H
H
H
H
C
C
C
C
H
H
OH
H
1- butanol
H
2- butanol
Al tomarse en cuenta el hidrocarburo de cuatro átomos de carbono llamados 2-metil
propano:
H
H
H
H
C
C
C
=
CH3
CH
CH3
H
H
H
H
C
CH3
H
H
Se obtienen otros dos alcoholes de cuatro carbonos:
H
H
H
H
C
C
C
C
OH
H
C
C
C
H
H
H
H
H
H
H
H
H
OH
H
C
H
H
H
2-metil-1-propanol (CH3 - CH - CH2 - OH)
l
CH3
2-metil-2-propanol (CH3 - COH - CH3)
CH3
67
Lo anterior nos permite establecer la clasificación de los alcoholes, de acuerdo con el
tipo de átomos de carbono al cual esté enlazado el grupo -OH; por ejemplo:
Clasificación
Alcohol primario
Característica
El grupo -OH está unido a
un carbono que a su vez
se une con un grupo
alquilo
Fórmula
H
l
CH3 - C - OH
I
H
Alcohol secundario
El grupo oxhidrilo se une
con el carbono que tiene
dos grupos alquilo
CH3
Alcohol terciario
CH3
C
OH
H
CH3
El -OH se une al átomo de
carbono unido a tres
grupos alquilo
CH3
C
OH
CH3
Puesto que de la familia de los alcoholes sólo nos interesa estudiar su estructura
molecular, recurriremos al agua, ya que ésta y los alcoholes tienen enlaces similares. El
agua contiene dos átomos de hidrógeno unidos a un átomo de oxígeno, lo cual
establece dos enlaces covalentes simples:
H2O
H
O
H
O
H
H
Si analizamos el alcohol más simple (el metanol) se puede considerar que existe un gran
parecido de éste con el agua, es decir, si sustituimos un hidrógeno del agua por un
alquilo.
comparada con
donde R=CH3
O
H
O
H
R
O
H
68
CH3
H
El metanol es una molécula polar, ya que el oxígeno tiene un valor alto de
electronegatividad comparado con el del carbono y el hidrógeno, por lo que los
electrones de enlace están más cerca del oxígeno que del hidrógeno y del carbono,
como se ve en el siguiente ejemplo:
µ1 O µ2
3CH
H
De esta manera el oxígeno adquiere una carga parcial negativa, dada la cantidad y
cercanía de los electrones, simbolizada por δ, y, por lo consiguiente, así el carbono como
el hidrógeno tendrán cargas parciales positivas δ + que se presentan como:
δO
δ+
H
δ+
3CH
Propiedades.
De acuerdo con la semejanza estructural de los alcoholes con el agua, se podría pensar
que tanto el metanol como el agua tienen idénticas propiedades. Tomemos como
ejemplo la solubilidad, y para explicarla ilustremos las estructuras moleculares.
H
δ+
δ+
H
O δ-
H
δ-
O
δ+
δ+
CH3
Observa que en la parte superior de la línea punteada son idénticas las estructuras, no
así en la inferior. La diferencia determina las variaciones en las propiedades, que
dependen del tamaño del grupo alquilo.
Como son moléculas polares, es decir, forman dipolos, interactúan constituyendo una
solución. Los alcoholes pequeños (metanol, etanol y los dos propanoles) son 100%
solubles en agua y conforme aumenta el tamaño de la parte alquílica decrece su
solubilidad; por ejemplo, el 1-butanol (CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - OH) es 8.3% soluble en
agua (8.3 g de butanol en 100 g de agua a 25º C).
69
Por su parecido con el agua, el grupo oxhidrilo se llama hidrofílico (afinidad con el
agua) y la parte correspondendiente de hidrocarburo es hidrofóbica (repulsión a las
moléculas de agua). Si R es muy grande, supera la propiedades hidrofílicas del -OH y
la solubilidad disminuye. Los alcoholes con ramificaciones tienen alta solubilidad en
agua porque el grupo de alquilo es más compacto -comparado con un R lineal- y menos
hidrofóbico. Un aumento en el número de grupo -OH incrementa las propiedades
hidrofílicas y, por lo tanto, la solubilidad en el agua; por ejemplo la sacarosa tiene doce
carbonos, pero también tiene ocho grupos oxhidrilos, por lo que es muy soluble en agua.
El agua es un excelente disolvente de compuestos iónicos, porque el enlace en el OH es
polar y proporciona el dipolo necesario para la solvatación de cationes y aniones. Por lo
consiguiente, los alcoholes también pueden disolver compuestos iónicos en menor
proporción, dada la parte del hidrocarburo que contienen, pues mientras más grande es
el grupo menor es su poder disolvente.
El punto de ebullición de los alcoholes es más alto que en los hidrocarburos de masa
molecular similar; por ejemplo, las masas moleculares de 1-propanol (CH3 - CH2 - CH2 OH) y del butano CH3 - CH2 - CH2 - CH3) son 60 y 58 g., respectivamente, y el alcohol
ebulle a 82º C, entre tanto que el butano a -0.5ºC. Este comportamiento se debe al
fenómeno de atracción intermolecular presente en los alcoholes en estado líquido (este
tema se estudiará en el siguiente fascículo).
Nomenclatura.
Como se mencionó, los alcoholes se clasifican en primarios, secundarios y terciarios, de
acuerdo con el número de sustituyentes que tenga el carbono al cual se une el oxhidrilo
mediante el enlace covalente. El sistema IUPAC para nombrar a los alcoholes sigue las
mismas reglas que para los alcanos, elementos que se estudiaron en el fascículo 2 de
Química I.
Si se indica que el compuesto contiene el grupo funcional -OH, es decir, que es alcohol,
entonces se hace de este modo:
1) Se localiza la cadena más larga de átomos de carbono que contenga el grupo -OH
2) Se enumera la cadena a partir del carbono que se encuentra más cerca de la función
química.
3) Para mostrar que el compuesto es una alcohol, se sustituye el sufijo O por OL.
4) Se nombran los radicales en orden alfabético, indicando con un número su posición
en la cadena.
5) Se enuncia, finalmente, el nombre de la cadena principal como si fuera lineal con su
terminación correspondiente.
70
Ejemplo
Respetando los lineamientos que marca la IUAPC, ¿qué nombre recibiría el siguiente
alcohol?
CH3
CH3 - CH - CH2 - CH - CH3
OH
En este caso se identifica que la cadena más larga que contiene el grupo oxidrilo es de
cinco átomos de carbono; posteriormente se enumera a partir del extremo más cercano
a la función química; y por último, se enuncia(n) el (los) nombre(s) respectivo(s), de
acuerdo a los pasos 4 y 5 anteriores.
CH3
5
4
3
2
1
CH3 - CH - CH2 - CH - CH3
OH
4 -metil - 2 pentanol
¿Cuáles son los usos que se le pueden dar a los alcoholes?
Usos
El metanol, llamado comúnmente alcohol de madera, debe su nombre porque en un
principio se obtenía por medio del calentamiento de la madera, a muy alta temperatura y
en ausencia del aire, condiciones en las cuales ocurre una descomposición en la que
aparece el metano por ser de las sustancia volátiles. Actualmente se produce en gran
cantidad mediante la adición de hidrógeno al monóxido de carbono. Se utiliza como
disolvente industrial.
El etanol <<alcohol>> en lenguaje común, es el constituyente principal de las debidas
alcohólicas. Se obtiene por medio de la fermentación de productos vegetales que
contienen carbohidratos y con la adición de agua al eteno. Éste se utiliza como
disolvente y es una de las principales materias primas de la industria química.
Característica del etanol es que desnaturalizado contiene metanol como impureza y su
ingestión puede provocar ceguera temporal o permanente incluso la muerte. Asimismo,
un volumen de 30 ml. de metanol puro puede ser la causa de fallecimiento, y la
inhalación prolongada de sus vapores ocasionar serios problemas para la salud. En
cambio, el etanol sólo es venenoso cuando se consume en grandes cantidades.
71
El 2- propanol se produce por hidratación del propeno, el cual se obtiene del petróleo;
es totalmente soluble en el agua, por lo que es un excelente disolvente industrial, y, por
su bajo punto de congelación, se emplea como anticongelante en las alas de los
aeroplanos, ya sea en forma de aditivo o de combustible. Además, se utiliza para
producir tintas, pinturas y cosméticos. El compuesto con dos grupos oxidrilos, uno en
cada uno de los carbonos adyacentes y con la estructura derivada del etano es el etilenglicol, actualmente se usa como anticongelante en los automóviles. Uno de sus usos
más frecuentes en la producción de polímeros sintéticos (poliéster, dacrón, mylar); la
película mylar se utiliza en las audiocinta y en las cintas de computadoras.
OH
OH
l
l
CH2 - CH2
etilen - glicol
(1, 2 - etanodiol)
El glicerol o glicerina contiene tres grupos -OH distribuidos en cada uno de los tres
carbonos de la estructura derivada del propano. La propiedad de retener la humedad y
ser sulfhidrofílico hace útil al gricerol en la producción de dulces, lociones para la piel y
productos farmacéuticos.
OH
OH
OH
l
l
I
CH2 - CH - CH2
glicerol
(1, 2, 3 propanotriol)
b) Aldehídos y Cetonas
Otro destacado grupo funcional es llamado grupo carbonilo (
c = o). Las moléculas
que lo contienen son los compuestos carbonílicos, los cuales se encuentran en gran
cantidad en la Naturaleza y en diversas moléculas con importancia biológica, así como
en productos farmacéuticos.
Algunos ejemplo de compuestos carbonílicos son:
-
Ácido acético, principal componente del vinagre.
-
Acetaminofén, que suprime el dolor y baja la fiebre. Lo contienen medicinas contra el
dolor de cabeza.
-
Dacrón, que se utiliza en las telas para ropa.
O
Estos compuestos contienen un grupo alquilo unido al carbonilo, R
conjunto se lama grupo acilo.
72
C
, al que en
Los compuestos carbonílicos pueden ser de varios tipos, dependiendo del sustityente
que esté unido al grupo acilo. Pueden ser un grupo alquilo, hidrógeno, oxígeno,
halógeno o azufre, entre otros.
Para efectos de su estudio, clasificaremos a los compuestos carbonílicos en dos
clases:
1) Aldehídos y cetonas. En estas moléculas el grupo acilo está unido a un hidrógeno y
a un grupo alquilo, respectivamente.
2) Ácidos carboxílicos y sus derivados. Aquí el grupo acilo está unido al oxígeno,
nitrógeno y halógenos.
Primordialmente tenemos con el estudio de los aldehídos y las cetonas, ya que su
química es similar. Se sabe que la principal característica del grupo carbonilo se puede
predecir examinando su estructura electrónica. Y el enlace entre carbono y oxígeno se
establece mediante la compartición de dos pares electrónicos.
C
O
C
O
Se observa la geometría de las moléculas, de acuerdo con el modelo de repulsión de
pares electrónicos en la capa de valencia (RPECV), es triangular, con ángulos de enlace
aproximadamente 120º.
C
O
Se aprecia en el grupo carbonilo que el átomo de oxígeno es más electronegativo que el
carbono, por lo que forma un dipolo permanente.
δ-
δ+
C
O
¿Qué diferencia existe entre un aldehído y una cetona?
73
La estructura principal de un aldehído se identifica cuando el grupo carbonilo se
enlaza con un alquilo carbonoso y con otro alquilo de hidrógeno.
H
O
II
C -C-H
H
H
Existe una variante en donde el grupo carbonilo se encuentra enlazado a dos átomos de
hidrógeno, esta modalidad recibe el nombre de formaldehido.
O
II
H-C-H
En tanto que la estructura principal de una cetona se identifica cuando el grupo carbonilo
está enlazado con dos átomos de carbono.
H
H
O
H
C
C
C
H
H
H
Propiedades
Las características especiales del grupo carbonilo -mencionadas anteriormente- influyen
en las propiedades de aldehídos y cetonas, como consecuencia de la polaridad de este
grupo, las moléculas ligeras son totalmente solubles en agua, y conforme aumenta
la masa molar, disminuye su solubilidad; por ejemplo, el aldehído con dos átomos de
carbono (etanal), comúnmente llamado acetaldehído, es 100% soluble en agua,
mientras que el propanal 16% soluble y el butanal 7%. Entre las cetonas, la propanona
(acetona común) es por completo soluble y la butanona es sólo 26% soluble.
Dada la polaridad del carbonilo, los puntos de ebullición de aldehídos y cetonas son
más altos que los de las moléculas no polares de la masa molar similar. No
obstante, poseen puntos de ebullición inferiores a los de los alcoholes
correspondientes, porque los aldehídos y las cetonas no establecen interacciones tan
fuertes entre sus moléculas. Las diferencias en los puntos de ebullición de los
compuestos carbonílicos y los alcoholes relacionados estructuralmente se hacen más
pequeñas al aumentar la masa molecular.
Una característica de los aldehídos de masa molecular baja, es que tienen olor irritante
que los compuestos con masas moleculares altas. En tanto que las cetonas son
sustancias con fragancia.
74
Nomenclatura
Los nombres de los aldehídos siguen las mismas reglas IUPAC que los hidrocarburos;
se forman cambiando la -O final del nombre del hidrocarburo correspondiente por la
terminación -Al, por otro lado, el carbonilo siempre se presenta en el carbono marcado
con el número 1. Por lo consiguiente, no es necesario indicarlo. Los siguientes
ejemplos ilustran este sistema:
H
Etanol
H
H
C
C
2
H
H
H
3- metil, butanal
C
C
4
1
H
H
C
3
H
H
O
H
C
2
1
H
C
H
H
H
En lo que se refiere a las cetonas IVPAC establece utilizar las mismas reglas, pero
indicando la posición del carbonilo y sustituyendo la O final del nombre del
hidrocarburo correspondiente por la terminación ONA: por ejemplo:
O
H
H
C
C
3
H
2
C
H
H
H
1
H
H
4
3
H
C
C
C
2
H
H
H
O
C
C
C
5
H
H
H
1
H
H
H
H
2-propanona
4-meteil, 2 pentanona
Usos
El aldehído más pequeño es el metanal (llamado formaldehído), muy conocido en
solución acuosa al 40% (la formalina). Se utiliza en la preservación de preparados
biológicos y como desensibilizante nasal en desodorantes. El acetaldehído o etanal se
usa para la preparación de ácido acético a nivel industrial y como materia prima en
muchos procesos.
75
La 2- propanona (acetona) y la 2-butanona se utiliza en grandes cantidades como
disolventes. Estos compuestos poseen, a menudo, propiedades exóticas y su aroma se
utiliza en el campo de la perfumería y como saborizante. Como ejemplo están las
cetonas cíclicas, civetona y muscona, que se extraen de las grándulas del gato africano
y del macho de la cabra almizclera, sustancia que se emplean como fijadores en la
fabricación de perfumes.
(CH2)7
H
C
H
C
CH3
CH
CH2
C=O
CH2
C=O
CH2
(CH2)7
civetona
(CH2)10
muscona
Un ejemplo de aldehídos aromatizante son aquellos que se obtienen de origen natural
como el benzaldehído, la vainilla y el cinamaldehído, con aroma a almendras, o sea
vainillina y canela, respectivamente.
H
C=O
O
OH
CH = CH
O CH3
O
C
O
H
O
C=O
H
benzaldehído
vainilla
cinamaldehído
c) Ácidos Carboxílicos
Otros importantes compuestos carbonílicos son los ácidos carboxílicos, en los que el
grupo acilo R C
está enlazado a un oxhidrilo (-OH) que se conoce como grupo
carboxilo.
O
76
O
II
R - C - OH
Grupo
acilo
Grupo
oxidrilo
¿Qué similitud puede existir entre los aldehídos
carboxílicos?
y cetonas con los ácidos
Los ácidos carboxílicos son importantes dentro de los compuestos carbonílicos, ya sea
en la Naturaleza o en el laboratorio. Ya se mencionó al ácido acético, que se encuentra
en el vinagre, pero también tenemos al ácido butanoico que es el responsable del olor
<<rancio>> de la mantequilla. El ácido hexanoico se encuentra en el sudor de la cabra.
El hecho de tener los dos grupos funcionales -carbonilo y oxhidrilo- hace que los ácidos
tengan propiedades totalmente diferentes y no sólo las características sumadas de estos
dos grupos; por lo tanto, se considera a los ácidos como un grupo funcional diferente.
Analicemos la estructura del grupo carboxilo. Hay parecidos entre los ácidos y los
aldehídos y las cetonas, lo que es fundamentalmente al grupo carbonilo y a lo que todos
ellos tienen geometría molecular angular plana con ángulo de enlace de más o menos
120º entre C - C - O y O - C - O.
ángulo aproximado de 120°
Propiedades
El grupo funcional carboxilo es polar y, en consecuencia, tiene afinidad con el agua.
Los ácidos carboxílicos de masa molecular pequeña son totalmente solubles en
agua y al aumentar el tamaño del grupo alquilo (-R) disminuye la solubilidad; los puntos
de ebullición y de fusión de los ácidos son generalmente más altos en comparación
con los demás compuestos estudiados hasta ahora, por la tendencia que tienen las
moléculas de los ácidos al unirse con otras similares debido a su polaridad. Estas
fuerzas de atracción deben romperse para efectuar los cambios de estado.
Asimismo, los ácidos de baja masa molar tienen olores característicos; por ejemplo, los
ácidos metanoico y etanoico tienen olores picantes, entre tanto el ácido butanoico
presenta olor a mantequilla rancia.
77
H - C -OH
II
O
O
II
CH3 - CH2 - CH2 -C - OH
CH3 - C - OH
II
O
Ácido
metanoico
Ácido
etanoico
Ácido
butanoico
Pero la propiedad química más importante de los ácidos carboxílicos es su acidez, es
decir, en el agua liberan H+ (protones) que al reaccionar con una base, por ejemplo
NaOH, producen sal y agua:
H2O
CH3COOH
CH3COOH
+
CH3COO
NaOH
ácido
X
+H
+
CH3COONa
base
+
H2O
sal
agua
Nomenclatura
Para nombrar a los ácidos carboxílicos, el sistema IUPAC establece las mismas reglas
que para los compuestos (alcoholes, aldehídos y cetonas). La nomenclatura de los
ácidos es anteponer la palabra ácido, en seguida del nombre del hidrocarburo
correspondiente, cambiando la terminación O por OICO.
H
C
C
2
H
H
O
H
H
O
C
C
4
1
3
ácido etanoico
C
C
2
H
H
H
O
H
1
H
ácido butanoico
H
H
H
C
C
4
3
H
C
C
2
H
O
H
1
H
C
H
H
ácido 3-metil butanoico
78
OH
OH
Usos
Gran cantidad de ácidos carboxílicos desempeñan en la Naturaleza importantes papeles
dentro de la química de los seres vivos; el ácido etanoico o acético es de vital
significación en el metabolismo de los carbohidratos y en la producción de ácidos de
gran tamaño llamados ácidos grasos, pues participan en la formación de las
biomoléculas llamadas acilglicéridos (aceites vegetales).
La vitamina C es un ácido carboxílico (conocido como ácido ascórbico) necesario para el
ser humano, dado que su deficiencia produce el escorbuto. El ácido tereftálico
interviene en la producción de fibras sintéticas para ropa conocida como dacrón.
Por otra parte, los derivados de los ácidos carboxílicos, en especial sus sales, se utilizan
en diversos campos industriales; por ejemplo, el benzoato de sodio se usa como
inhibidor de la descomposición de los alimentos, o sea, es un conservador, y el
glutamato de sodio de sodio se emplea para realzar el sabor, es decir, es un condimento
de los alimentos preparados.
En general, los ácidos carboxílicos tienen un campo de acción preferente en la
Bioquímica, que se estudiará de manera introductoria en el fascículo 3 de Química II.
d) Aminas
Otro elemento químico cuyo campo de acción se encuentra en los compuestos del
carbono es el nitrógeno, el cual al enlazarse con un átomo de carbono de hidrócarburo
forma el grupo funcional amina. Éste se puede considerar como un derivado del
amoniaco (NH3), donde se han sustituido uno o más hidrógenos por grupos alquilo (-R):
H
N
H
H
amoniaco
( NH3)
1) Al cambiar un átomo de hidrógeno del amoniaco por un grupo de alquilo se obtiene
una amina primaria. (R N H2).
CH3
N
H
H
Amina primaria
Ejemplo
CH3
CH2
NH2
(Etilamina)
79
2) Cuando se sustituyen dos hidrógenos por dos alquilos se consigue una amina
secundaria.
Ejemplo
N
CH3
H
H
N
CH3
CH3
Amina secundaria
CH2
CH3
(Etilmetilamina)
3) Y, si se unen tres grupos alquilos en lugar de los tres hidrógenos, entonces se logra
una amina terciaria.
N
CH3
Ejemplo
CH3
CH3
CH2
CH3
N
CH2
CH3
Amina terciaria
CH2
CH3
(Etilmetilpropilamina)
La estructura del grupo funcional amina es análoga a la del amoniaco y, de acuerdo con
el modelo de repulsión de pares electrónicos en la capa de valencia, la molécula es de
forma de pirámide triangular, dado que tiene un par de electrones libres; existe polaridad
ya que el nitrógeno es:
N
N
H
H
CH3
H
H
H
más electronegativo que el carbono y el hidrógeno:
N
CH3
δ+
H
H
N
H
δ+
H
δ+
H
80
Propiedades
Dada la electronegatividad del nitrógeno presente en las aminas, sus moléculas tienden
a atraerse mutuamente -aunque estas fuerzas son más débiles que en las moléculas de
alcoholes ácidos-, o sea, el enlace tiene menor polaridad. A estas fuerzas se debe que
los puntos de ebullición de las aminas se sitúen en un rango intermedio entre los
hidrocarburos (no polares) y los alcoholes (polares) de masa molecular
comparable. Sin embargo, la amina terciaria no presenta estas fuerzas de atracción y,
en consecuencia, sus puntos de ebullición son menores que los de las aminas
primarias y secundaria con masa molecular equivalente y cercanos a los puntos de
ebullición de los alcanos de masas moleculares similares.
Las aminas pequeñas tienen olores muy desagradables, idénticos a los del amoniaco
y son totalmente solubles en agua, ya que la estructura del grupo amino es semejante a
la del agua.
Nomenclatura.
La nomenclatura para el grupo de las aminas requiere de la siguiente regla: se indica el
nombre del grupo alquilo con la terminación amina, posteriormente se enumeran los
carbonos, por ejemplo:
CH3
CH2
2
1
NH2
CH3
CH2
CH2
CH2
4
3
2
1
Etil amina
NH2
butil amina
CH3
CH
CH2
CH2
4
3
2
1
CH3
3- metil - butilamina
81
NH2
Usos
Las aminas son compuestos que se encuentran ampliamente distribuidos en plantas y
animales, con gran importancia biológica, fisiológica y psicológica; por ejemplo, la
adrenalina y la noradrenalina son sustancias que intervienen en la transmisión de los
impulsos nerviosos; las anfetaminas son estimulantes; la mezcalina es alucinógeno, la
morfina y la codeina, poderosos analgésicos. Éstos, entre otros compuestos, tienen en
su estructura grupos amino. Además, algunas aminas funcionan como vitaminas, y
existen otras, como la nicotina, sustancia presente en el tabaco, causante del hábito de
fumar. Sus estructuras se ilustran enseguida.
82
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 2
“FÍSICAS DE LAS SUSTANCIAS CON ENLACE COVALENTE” (OBLIGATORIA).
Objetivo
Conocer el comportamiento de las sustancias consideradas como covalente a través de
la determinación de propiedades como punto de fusión, punto de ebullición y solubilidad,
para establecer la relación entre estructura y propiedades.
Cuestionario de conceptos antecedentes
1. ¿Qué es la polaridad de enlace? __________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
2. ¿Cuál será la forma geométrica del agua, del amoniaco y del dióxido de carbono, de
acuerdo con el modelo de repulsión de pares electrónicos en la capa de valencia?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
3. ¿Qué es el punto de ebullición? __________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
4. ¿Qué es el punto de fusión? ____________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
5. ¿Qué es la solubilidad? ________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
6. ¿Qué es la volatilidad? _________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
83
Experimento I
Objetivo
Determinar el punto de fusión del ácido benzoico, como característica en su
identificación del tipo de enlace que presenta.
¿Qué necesitas?
Materiales
Sustancia
☞ 2 Tubos capilares
☞ 1.0 Ácido benzoico
☞ 1 Vaso de precipitados de 250 mL
☞ 200 ml Ácido vegetal o lugol
☞ 1 Soporte Universal
☞ 1 Mechero de Bunsen
☞ 1 Anillo de hierro de 10 cm
☞ 1 Tela de alambre con asbesto
☞ 1 Termómetro de -10 a 400º C
☞ 1 Pinza para termómetro
Prevención y seguridad
La indicada para trabajar en el laboratorio, así como trabajar con mechero y el material
de vidrio caliente.
Ácido benzóico.- sustancia poco tóxica, no la inhales irrita las mucosas respiratorias.
¿Cómo hacerlo?
Mediante calor cierra un extremo del tubo capilar, coloca dentro de él ácido benzoico alrededor de 2 cm del del tubo- y con un trozo de hule látex amarra el capilar al
termómetro de tal manera que coincida con el bulbo.
Introdúcelos en un vaso de precipitados que se ha llenado aproximadamente a la mitad
con el aceite y calienta; observa cuidadosamente y cuando el sólido se funda, registra la
temperatura.
84
Hipótesis
Una vez que haz revisado el procedimiento contesta la siguiente pregunta.
¿El punto de fusión de las sustancias covalentes, será mayor o menor que el de las
sustancias iónicas? _____________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
AHORA REALIZA EL EXPERIMENTO
Registro de observaciones
1. ¿Qué observas al calentar? _____________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
2. ¿A qué temperatura se fundió la sustancia? _________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
85
Experimento II
Objetivo
Determina el punto de ebullición del etanol, para relacionarlo con el tipo de enlace que
presenta.
¿Qué necesitas?
Materiales
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
Sustancias
Cuerpos de ebullición
1 Tubo de ensaye de 18 x 150 mm
1 Vaso de precipidados de 250 ml
1 Soporte universal
1 Mechero de Bunsen
1 Anillo de hierro de 10 cm
1 Tela de alambre con asbesto
1 Termómetro de -10 a 400º C
1 Pinza para termómetro
1 Pinza para bureta
☞ 200 ml Agua
☞ 2 ml Etanol
Prevención y seguridad
La indicada para trabajar en el laboratorio, así como para trabajar con
material de vidrio caliente.
mechero y
Etanol.- Líquido incoloro, volátil, inflamable, de olor agradable y poco tóxico por
ingestión.
¿Como hacerlo?
Coloca 2 ml de etanol en un tubo de ensaye y calienta en un baño de agua, así como
indica la figura.
El calentamiento debe ser suave, recuerda que el etanol es inflamable. Al empezar a
desprenderse burbujas mide la temperatura que corresponde al punto de ebullición
aproximado de la sustancia.
86
Precaución: EL ETANOL ES INFLAMABLE, CALIENTA CON CUIDADO
Hipótesis
Ahora que sabes cómo realizar el experimento podrías decir, ¿cuál esperas que sea el
punto de ebullición del etanol?, y si esta temperatura será mayor a la del punto de
ebullición del agua.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
REALIZA EL EXPERIMENTO
Registro de observaciones
1. ¿Qué observas al calentar? _____________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
2. ¿A qué temperatura ebulle la sustancia? ___________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
87
Experimento III
Objetivo
Determinar la solubilidad de algunas sustancias con enlace covalente, para relacionar la
solubilidad con la estructura.
¿Qué necesitas?
Materiales
Sustancia
☞ 12 Tubo de ensaye de 16 x 150 mm
☞ 10 ml Agua
☞ 1 Gradilla par tubos de ensaye
☞ 10 ml 1-Butanol
☞ 5 Pipeta graduada de 5 ml
☞ 10 ml Tetracloruro de carbono
☞ 1 Espátula de porcelana
☞ 2g
Azúcar común
☞ 3 Agitadores de vidrio
☞ 2g
Ácido benzoico
☞ 2 gotero
☞ 5 ml 2-propanona (acetona)
☞ 2 ml Ácido oleico
Prevención y seguridad
La indicada para trabajar en el laboratorio
2- Propanona (Acetona).- Líquido flamable, de color característico y picante. No lo
debes inhalar directamente; no lo pongas en contacto con la piel y no lo ingieras.
1- Butanol.- Líquido inflamable, de olor característico. Poco tóxico, no debes tener
contacto con esta sustancia, ni por ingestión, ni por inhalación. No lo toques.
Tetracloruro de carbono.- Líquido incoloro, de olor característico, es inflamable. Tóxico
no lo debes inhalar, ingerir o poner en contacto con la piel.
Ácido benzoico.- sustancia poco tóxica, no la inhales irrita las mucosas respiratorias.
¿Cómo hacerlo?
En una gradilla coloca tres tubos de ensaye y pon en cada uno de ellos
aproximadamente 0.5 ml de 2 propanona; al primero agrega 2 ml. de agua; al segundo 2
ml de tetracloruro de carbono; y al tercero, 2 ml. de 1-butanol. Agita los tubos y observa.
88
Repite la misma secuencia de pruebas con el ácido benzoico.
En la gradilla coloca tres tubos de ensaye y vierte en cada uno de ellos
aproximadamente 0.5 ml de 2 - propanona; al primero agregar 2 ml de agua; al segundo
2 ml de tetracloruro de carbono y al tercero, 2 ml de 1 - butanol. Agita los tubos y
observa.
Repite la misma secuencia de pruebas con el ácido oleico.
Hipótesis
¿Qué reacciones crees que se pueden presentar en cada una de las sustancias?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
REALIZA EL EXPERIMENTO
Registro de observaciones
Anota el grado de solubilidad del soluto en cada disolvente, y al efecto llena la siguiente
tabla:
Agua
Tetracloruro de carbono
Azúcar
Ácido benzoico
2-Propanona
Ácido oleico
Utiliza: i = insoluble
ps = poco soluble
s= soluble
89
1-Butanol
Cuestionario de reflexión
1. El punto de fusión del cloruro de sodio es de 800 ºC. ¿Por qué el punto de fusión de
las sustancias con enlaces covalentes es más bajo?. Explica. __________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
2. Si el agua y el etanol se parecen estructuralmente y la molécula del etanol es mas
grande que la del agua, ¿Por qué el punto de ebullición del alcochol es más bajo?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
3. A través del modelo de Lewis y los valores de la electronegatividad indica la polaridad
de los solutos y los disolventes ___________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
4. Establece la relación entre la polaridad y la solubilidad ________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Conclusiones
Para poder elaborar las conclusiones debes tomar en cuentra el cuestionario de
conceptos antecedentes, los datos obtenidos de cada experimento y el cuestionario de
reflexiones.
Por otro lado, no olvides establecer las relaciones entre propiedad y estructura.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
90
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
EXPLICACIÓN INTEGRADORA
Una de las principales características que tiene el carbono es su capacidad para
construir enlaces químicos, ya sea entre sí o con otros elementos, a partir de esta
variedad la química se ha permitido agrupar ciertas combinaciones (grupos funcionales),
entre los que podemos observar enlaces covalentes, como por ejemplo: el grupo
hidroxilo, del cual se forman los alcoholes, ya sean primarios, secundarios o terciarios;
grupo carbonilo, en donde sus compuestos pueden ser los aldehídos o cetonas, esto
dependerá del grupo alquilo con el que se combine, independientemente de esto, ambos
son solubles al agua y su punto de ebullición es menor al de los alcoholes, de 82º ;
grupo carbonilo, los compuestos que lo caracterizan son los ácidos carboxílicos, un
ejemplo de ello es el ácido etanoico o acético que tiene una gran importancia en el
metabolismo de los carbohidratos y en la producción de ácidos grasos; y grupos amino,
dentro del que se encuentran las aminas con una función química de un átomo de
nitrógeno y dos de hidrógeno (NH2), un ejemplo es la nicotina, sustancia que provoca el
hábito de fumar.
91
RECAPITULACIÓN
Después de que hayas observado con atención el esquema, podrás elaborar una
síntesis de los conceptos más importantes que fueron abordados en este capítulo.
ENLACE COVALENTE
retoma el
y la
MODELO DE LEWIS
EN ELEMENTOS
NO METÁLICOS
para explicar el
en los
ESTRUCTURA
MOLECULAR
COMPUESTOS
DE CARBONO
la
MODELO DE
ENLACE
COVALENTE
conformado por
ELECTRONEGATIVIDAD
GRUPOS
se dividen en
las
EXCEPCIONES DE
LA REGLA DEL
OCTETO
HIDROXILO
es propio de los
ALCOHOLES
su fórmula es
R -OH
CARBONILO
CARBOXILO
AMINA
se encuentra en
donde se ubican
los
propios de las
ALDEHÍDOS
CETONAS
ÁCIDO
CARBOXÍLICO
AMINAS
de fórmula
su fórmula es
con fórmula de
su fórmula
básica es
O
II
R - C - R'
O
II
R-C-
R-NH2
O
II
R-C-H
92
ACTIVIDADES INTEGRALES
A continuación te presentamos una serie de actividades, las cuales te permitirán aplicar
los conocimientos adquiridos en el capítulo, te invitamos a que los lleves a cabo.
1. Con base al modelo de Lewis establece el tipo de enlace de los siguiente
compuestos.
a) HNO2
Tipo de enlace _____________________________________________
__________________________________________________________
b) NH3
Tipo de enlace _____________________________________________
__________________________________________________________
2. De los siguientes elementos, qué combinaciones pueden formar enlaces covalentes
conforme a su electronegatividad.
a) I
b) O
c) Li
d) S
con 2.5 de electronegatividad
con 3.5 de electronegatividad
con 1.0 de electronegatividad
con 2.5 de electornegatividad
Anota en los renglones las combinaciones que consideres apropiadas.
__________________ ____________________ ___________________
__________________ ____________________ ___________________
3. De las siguientes sustancias, conforme a su estructura molecular, cuál(es) tiene(n)
propiedades similares al agua (puedes anotar en los renglones)
O
a)
H
b )
O
N
H
H
C
H
OH
O
___________________________________________________
___________________________________________________
___________________________________________________
___________________________________________________
___________________________________________________
93
c)
d)
H
H
H
H
C
C
C
H
H
H
H
O
II
R - C - OH
4. Anota en los renglones siguientes ¿cuál(es) de las moléculas anteriores cumplen con
un enlace polar?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
__________________________________________________________________
5. Identifica qué tipo de enlaces se presenta en las siguientes moléculas.
Tipo de Enlace
H
a)
O
H
_____________________________________
_______________________________________
_______________________________________
H
b)
H
O
_______________________________________
_______________________________________
_______________________________________
H
H
Cl
c)
Cl
B
_______________________________________
_______________________________________
_______________________________________
Cl
O
d)
H
O
S
O
O
H
_______________________________________
_______________________________________
_______________________________________
94
6. Indica, con una línea, cuál de los siguientes compuestos puede sustituir en algunas
propiedades a la vainilla, tomando como base su fórmula.
O
Los aldehídos aromáticos
como la vainilla se utilizan
en algunos alimentos. La
fórmula de la vainilla es:
a) CH = CH - C - H
O
O
II
b) CH3 - CH2 - CH2 - C - H
OH
OCH3
O
C=0
c) H - C
II
H-C
(CH2)7
C=O
(CH2)7
H
7. Con base a las reglas de nomenclatura IUPAC tienes que mencionar los nombres de
los siguientes compuestos:
a)
CH3
I
CH3 - CH2 - CH - OH
NOMBRE
_________________________________
b)
CH3 - CH - CH - CH2 - CH3
I
I
OH CH2
I
CH3
_________________________________
c)
CH3 - CH2 - C - CH3
II
O
_________________________________
d)
CH3 - CH - CH3 = O
l
CH3
_________________________________
95
e)
f)
CH3 O
I
II
CH3 - CH - CH - C - OH
I
CH2
I
CH3
_________________________________
CH3 - CH2 - CH2 - NH2
_________________________________
8. Completa las columnas de la siguiente tabla.
NOMBRE
FÓRMULA
ESTRUCTURA
DE LEWIS
TIPO DE
ENLACE
-COVALENTE
GRUPO
FUNCIONAL
PROPIEDADES
ÁCIDO
NITROSO
NITRATO DE
MAGNESIO
Mg (NO3)2
ÁCIDO
H
METANOL
H
C
O
H
H
ETANOL
CH3 - CH2 OH
AMINO
PROPANO
AMIDA
AMONIACO
H
N
H
H
ÁCIDO
ACETICO
-IÓNICO
-COVALENTE
-Las
moléculas
ligeras
son
solubles al agua
BUTANONA
96
AUTOEVALUACIÓN
En este apartado podrás comparar los resultados de las Actividades Integrales, además
de que podrás encontrar una pequeña guía sobre lo que debiste considerar para tus
respuestas.
O
1. a)
N
O
H
Recuerda que la estructura molecular debe ser simétrica si es
no polar y asimétrica si es polar.
H
b)
N
H
H
2. Li I
No olvides que los enlaces covalentes se dan en función de la
similitud de electronegatividad.
SO
3. b)
H
l
H - C - OH
I
H
El grupo funcional OH de los alcoholes presentan una
molécula parecida a la del agua.
H
H
_____________________________________________
O
O
H
4.
b)
H
I
H - C - OH
I
H
d)
O
II
R -C- OH
Partiendo del hecho de que existe una semejanza entre
la estructura del agua y de los alcoholes, entonces si la
estructura del agua es polar, es posible afirmar que,
también la estructura de los alcoholes es polar.
97
H
5. a), b) y c)
d)
6. a)
Presentan enlace covalente simple por compartir un par
de electrones cada una de las especies.
Presenta enlace covalente coordinado, puesto que una
sola especie comparte dos electrones.
Por presentar el mismo grupo funcional característico de
los aldehídos aromáticos.
7. a) 1 metil, propanol
b) 3 etil, 2 pentanol
c) Butanona
d) 2 propanal
e) Ácido 3 etil, 2 metil propanóico
f) Propilamina
98
8.
NOMBRE
ÁCIDO
NITROSO
ESTRUCTURA
DE LEWIS
FÓRMULA
HNO2
H
N
TIPO DE
ENLACE
-COVALENTE
O
GRUPO
FUNCIONAL
PROPIEDADES
ÁCIDO
O
NITRATO
DE
MAGNESIO
Mg (NO3)2
O
O
O
N
Mg
N
-COVALENTE
O
O
H
METANOL
CH3 - OH
H
ÁCIDO
-COVALENTE
COORDINADO
-IÓNICO
C
O
H
-COVALENTE
ALCOHOL
H
ETANOL
PROPANO
AMIDA
CH3 - CH2 - OH
CH3- CH2- CH2-NH2
H
H
H
H
H
H
H
H
-IÓNICO
H
H
H
H
H
H
C
C
C
N
H
H
H
H
ALCOHOL
-COVALENTE
-IÓNICO
H
AMINO
-COVALENTE
H
AMONIACO
NH3
N
-COVALENTE
H
AMINO
H
ÁCIDO
ACETICO
CH3 - CH2 - COOH
H
H
BUTANONA
H
H
H
C
C
C
H
H
H
H
-IÓNICO
O
H
CARBOXILO
-COVALENTE
Las moléculas ligeras
son solubles al agua.
-IÓNICO
CH3 - CH3 - CH2 - CH = O
ALDEHÍDO
H
C
C
C
H
H
H
C
99
O
-COVALENTE
RECAPITULACIÓN GENERAL
En este fascículo aprendiste que:
ENLACE
QUÍMICO
tiene
son de
PROPIEDADES
PERIÓDICAS
IÓNICO
como
RADIO
ATÓMICO
TIPO
ELECTRONEGATIVIDAD
ENERGÍA DE
IONIZACIÓN
conformado
por un
METAL
NO METAL
METÁLICO
formado
por
DOS O
MÁS
COVALENTE
que se aplica
en los
GRUPOS
FUNCIONALES
tales como
HIDROXILO
CARBONILO
CARBOXILO
AMINO
100
ACTIVIDADES DE CONSOLIDACIÓN
En este apartado podrás poner en práctica los conocimientos que has adquirido a lo
largo del fascículo, por lo que te pedimos que realices todo lo que se te pida.
A continuación te presentamos una serie de conceptos, los cuales deberás explicar y dar
un ejemplo de cada uno de ellos.
1. Electrones de Valencia.
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
___________________________________________________________________
2. Ionización.
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
3. Electronegatividad
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
4. Enlace Iónico o Electrovalente
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
5. Enlace Metálico
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
101
6. Enlace Covalente
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
7. Enlace Covalente Coordinado
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
102
AUTOEVALUACIÓN
La Autoevaluación está diseñada para que verifiques los aciertos y/o errores que
pudieran surgir al realizar las Actividades de Consolidación.
1. Los electrones de Valencia son aquellos electrones que se encuentran localizados en
el último nivel de energía de un átomo, como por ejemplo el Litio (Li17) o carbono
(C4+).
Li
C
2. La Ionización se presenta cuando un metal dona un electrón para formar una visión
positiva, como el siguiente ejemplo:
Al
O
Al
3. La Electronegatividad es una propiedad que tiene el átomo de atraer los electrones
hacia si mismo, sin embargo existe un alto índice de probabilidad de que los metales
pierden electrones, como por ejemplo:
Zn
O
Zn
El oxígeno atrae los electrones
4. El Enlace Iónico o Electrovalente se origina cuando se une un metal con un no metal,
cabe hacer notar que en este tipo de enlaces el metal es el que tiende a ceder sus
electrones. Estos compuestos tienen un alto punto de fusión y de ebullición, además
de que son buenos conductores de energía.
5. Los Enlaces Metálicos se caracterizan por formarse a partir de la unión de dos o más
metales, además de que se manifiestan como una red rígida de iones positivos
dentro de una nube electrónica.
Otras de sus características es que son ductiles, tienen brillo, conducen el calor, entre
otros.
103
6. Los Enlaces Covalentes se presentan cuando existe la unión de no metales, es decir
cuando un átomo comparte un par o más de electrones con otros átomos.
7. Los Enlaces Covalentes Coordinados se dan cuando sólo un átomo proporciona los
electrones, para llevar a cabo el enlace como en el caso del metano CH 4:
H
H
C
H donde
es un enlace coordinado
H
104
ACTIVIDADES DE GENERALIZACIÓN
Los productos químicos que actualmente se utilizan son el fruto de años de trabajo y de
investigación, y la labor de los químicos se resume en el análisis de las sustancias con el
objetivo de conocer su estructura y así explicar su comportamiento, pues conociendo
éstas pueden sintetizar otras sustancias con propiedades deseables y aprovechables.
Para ejemplificar, se tomó la siguiente lectura:
“Cualquiera sabe que el azúcar es blanca, dulce al paladar y se disuelve en agua. Y
cuando le preguntamos al químico: ¿qué es el azúcar?, el nos dice: es casi un 100% de
sacarosa. Le contestamos: ¡extraño nombre!. Usted no nos ha contestado nada,
simplemente ha cambiado una palabra común por otra menos conocida. ¿Qué es eso
que usted llama sacarosa?. Ahora, toma un lápiz y dibuja estos signos extraños en una
hoja de papel:
CH2OH
H
OH
H
OH
H
O
H
O
H
O
H
OH
OH
H
CH2OH
OH
“La respuesta es asombrosa: el azúcar es sacarosa y la sacarosa parece ser un
jeroglífico. En ese dibujo no conoceremos ni la blancura, ni la dulzura, ni la solubilidad.
Ahora queremos saber cómo llegó él a conocer que el azúcar, qué tanto los químicos
como nosotros usamos para endulzar el café, es así, tan extraña, y nos dirá que no fue
mirando ni oliendo, ni tocando, ni gustando lo que venden en la tienda. Alcanzó ese
conocimiento trabajando, utilizando conocimientos científicos anteriores, formulando
hipótesis, poniendo a prueba. Todavía puede quedarnos una duda: ¿para qué sirve esta
traducción de lo tangible del azúcar o a lo abstracto e irreconocible de la fórmula de la
sacarosa?. Y la respuesta del químico terminará con nuestra duda: lo abstracto de la
fórmula de la sacarosa no proviene de lo dulce del sabor del azúcar; por el contrario, la
dulzura del azúcar se explica por lo abstracto de la fórmula insípida; nos mostrará
también en el papel que, alterando ciertos enlaces, se obtienen sustancias parecidas al
azúcar, pero con sabores distintos, y que él puede planear la preparación de otras
sustancias dulces que no existan en la Naturaleza, etcétera”.
De hecho, conociendo la estructura molecular se pueden explicar las propiedades y es
más, con el conocimiento de los enlaces en la molécula, es posible incrementar las
propiedades deseables, disminuir las no deseables o simplemente cambiar éstas.
105
GLOSARIO
Ácidos grasos. Ácidos carboxílicos presentes en las grasas (lípidos).
Afinidad electrónica. La cantidad de energía necesaria o requerida cuando un átomo
gaseoso, aislado y en su estado fundamental, gana un electrón.
Anión. Ion cargado negativamente
Calcógeno. Miembro del grupo 16 de la tabla periódica.
Catión. Ion cargado positivamente.
Centro (kernel). Todo el cuerpo del átomo, excepto su capa o valencia de electrones
Electronegatividad.
electrones hacia sí.
Tendencia relativa de los átomos enlazados de atraer los
Energía de ionización. Energía necesaria para remover un electrón de un átomo
gaseoso aislado y en su estado fundamental. También se llama potencial de ionización.
Enlace iónico. Atracción electrostática entre iones de carga eléctrica opuesta.
Enlace químico. Fuerza atractiva que mantiene unidos a los átomos en un compuesto.
En principio, puede ser iónico, metálico o covalente.
Estructura de Lewis. Método para indicar la asignación de electrones de valenecia a
un átomo, molécula o ion, representándolos como puntos alrededor de una letra que
representa el centro o kernel del átomo.
Fórmula molecular. Fórmula que representa el total de átomos de cada elemento
presente en una molécula de un compuesto.
Grupo carbonilo. Grupo de átomos.
O
II
C
Grupo carboxilo. Grupo de átomos. O
II
C
Grupo funcional.
compuesto.
OH
Un átomo o grupo de átomos que caracterizan a un tipo de
106
Halógeno. Miembro del grupo 7 en la tabla periódica.
Metal. Aquel elemento que tiende a ceder, fácilmente, sus electrones de valencia.
No metal. Elementos que tienden a aceptar, fácilmente, electrones para completar su
último nivel.
Poli-alcohol. Compuesto con más de dos grupos oxhidrilo.
Punto de ebullición. Temperatura a la cual la presión de vapor de líquido es igual a la
presión atmosférica.
Punto de fusión. Temperatura a la cual los estados sólidos y líquido de una sustancia
está en equilibrio.
Regla del octeto. Regla que postula que una configuración ns2np6 (capa de valencia)
en un átomo es especialmente estable.
Solubilidad. Cantidad de soluto que se disuelve en una cantidad específica de solvente
Solvatar. Proceso a través del cual las moléculas de solventes polares (agua) rodea a
los aniones y los catiiones de los compuestos iónicos produciendo su disolución.
Sustancia volátil. Sustancia que se evapora fácilmente; líquido con presión de vapor
alta y bajo punto de ebullición.
107
BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA
ANDER, P., y A: J. Sonnessa: Principios de la Química, Introducción a los Compuestos
Teóricos. Limusa, México, 1975.
COTTON, DARLINGTON y LYNCH: Química.
Publicaciones Cultural, México, 1976.
Una Introducción a la Investigación.
CRUZ, D., J. A. Chamizo y A. Garritz: Estructura Atómica. Un Enfoque Químico.
Addison-Wesley Iberoamericana, Wilmington, 1986.
DICKSON, T.R.: Química enfoque Ecológico. Limusa, México, 1979
FABILA-Ocampo: Fundamentos de Química. Publicaciones Cultural, México.
FESSENDEN. R., y J. Fessenden: Química Orgánica. Grupo Editorial Iberoamérica,
México, 1984.
GARRITZ, A., et al.: 33 Prácticas de Química para el Bachillerato Tecnológico. Consejo
del Sistema Nacional de Educación Tecnológica, México, 1991.
GOLDWHITE, H., y J.R. Spielman: Química Universitaria. SITESA, México, 1990.
HEIN, M.: Química. Grupo Editorial Iberoamérica. México, 1992.
KEENAN-Wood: Química General Universitaria. México.
McMURRY, J.: Fundamentals of Organic Chemistry. Brookes/Cole Publishing Company,
USA, 1990.
MONTIMER, C.E.: Química. Grupo Editorial Iberoamérica, 1983.
MORTIMER, C.E.: Química. Grupo Editorial Iberoamérica, México, 1993.
OULLETTE, R.: Introducción a la Química Orgánica. Harla, México, 1973.
PIERCE, B. James: Química de la Materia. Publicaciones Cultural, México, 1973.
RICHARDS, J., D. Cram y G. Ammond: Elementos de Química Orgánica. McGraw-Hill,
México, 1968.
RUSELL, B. John: Química General. McGraw-Hill, México, 1985.
SMOOT-Price: Química. Un Curso Moderno. Compañía Editorial Continental, 1982.
108
COLEGIO
DE
BACHILLERES
QUÍMICA II
FASCÍCULO 1. ESTRUCTURA ATÓMICA
Autores: Reyna Dalia Campos Vargas
Lourdes Castro Buendía
José Guadalupe Monroy
David Nahón Vázquez
C O L E G IO D E
B A C H IL L E R E S
Colaborador
Rosa Martha Chávez Maldonado
Asesoría Pedagógica
Alejandro González Villleda
Revisión de Contenido
Genaro Cisneros Vargas
M. Sergio Ríos Carbajal
Gabriel Roca Niño
Javier Zaldívar González
Diseño Editorial
Leonel Bello Cuevas
Javier Darío Cruz Ortiz
2
ÍNDICE
INTRODUCCIÓN
7
CAPÍTULO 1. FUERZAS DE INTERACCIÓN Y
MACROMOLÉCULAS SINTÉTICAS
9
PROPÓSITO
11
1.1
FUERZAS INTERMOLECULARES
13
1.1.1
EL Modelo Cinético Molecular y los Estados
de Agregación Molecular de la Materia
13
1.1.2
La Naturaleza de las Fuerzas Intermoleculares
15
a) La polaridad de las moléculas
b) Puentes de Hidrógeno
c) Las Fuerzas Dipolo-Dipolo
d) Las Fuerzas de London
16
17
18
20
Los Líquidos, los Sólidos y sus Propiedades
21
a) Líquidos
b) Sólidos
21
22
1.1.3
1.2 MACROMOLÉCULAS SINTÉTICAS
1.2.1
1.2.2
26
Polímeros
26
a) Generalidades
b) Termoplásticos
26
27
Polimerización
29
a) Polímeros de Adición
b) Polímeros de Condensación
c) Estructura primaria y secundaria de los polímeros
d) Los polímeros y la contaminación
30
33
39
42
3
RECAPITULACIÓN
ACTIVIDADES INTEGRALES
AUTOEVALUACION
CAPÍTULO 2. MACROMOLÉCULAS NATURALES
50
51
53
55
PRÓPOSITO
57
2.1 BIOMOLÉCULAS
59
2.2 CARBOHIDRATOS
62
2.2.1
2.2.2
2.2.3
2.2.4
Monosacáridos
Anómeros
Disacáridos
Polisacáridos
62
65
68
70
a) Polisacáridos de reserva
b) Almidón y glucógeno
c) Polisacáridos estructurales
71
71
72
2.3 LÍPIDOS
76
2.3.1
2.3.2
2.3.3
2.3.4
2.3.5
2.3.6
76
78
79
80
82
85
Ácidos Grasos
Acilglicéridos
Fosfoglicéridos
Ceras
Terpenos
Esteroides
87
2.4 PROTEÍNAS
2.4.1
2.4.2
2.4.3
2.4.4
Aminoácidos
Enlace Peptídico
Clasificación de las Proteínas
Estructura de las Proteínas
a) Estructura Primaria
b) Estructura Secundaria
c) Estructura Terciaria
d) Estructura Cuaternaria
RECAPITULACIÓN
ACTIVIDADES INTEGRALES
AUTOEVALUACION
4
87
90
94
95
95
96
97
100
109
110
112
RECAPITULACIÓN GENERAL
114
ACTIVIDADES DE CONSOLIDACIÓN
115
AUTOEVALUACIÓN
116
GLOSARIO
117
BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA
119
5
INTRODUCCIÓN
Si por un momento observaras a tu alrededor notarás que la mayoría de las cosas han
tenido cualquier tipo de transformación química, ya sea de manera artificial o natural,
como en el caso de los diferentes plásticos, por un lado, o nuestra propia piel, el ADN , la
seda, entre otros.
Para poder comprender lo anterior, este fascículo tiene como objetivo que comprendas
la unión que se da entre moléculas; esto lo lograrás analizando las diferentes fuerzas
que existen entre las moléculas, realizando actividades y experimentos relacionados con
las macromoléculas; lo anterior servirá para comprender la importancia que tienen éstas
(las moléculas) en el desarrollo y supervivencia de los seres vivos.
A partir de lo anterior dividiremos el fascículo en dos grandes capítulos:
Dentro del primer capítulo, “FUERZAS DE INTEGRACIÓN Y MACROMOLÉCULAS”,
encontrarás que en el primer tema se revisarán las fuerzas intermoleculares, donde se
explican los comportamientos y las propiedades tanto de los líquidos como de los
sólidos, a partir del conocimiento de la naturaleza de las fuerzas de cohesión que existen
entre las moléculas de las sustancias que se encuentran en dichos estados de
agregación; en el segundo tema hablaremos de las Macromoléculas Sintéticas, en
donde se tratarán las principales características y la manera en que se forman los
polímeros, en este caso abordaremos sólo los de tipo artificial, haciendo énfasis en la
polimerización, a partir de los derivados del petróleo, como por ejemplo; el nylon y el
polietileno.
En lo que se refiere al capítulo dos, “MACROMOLÉCULAS NATURALES”, haremos
referencia a las biomoléculas y los diferentes tipos de éstas, tales como: Carbohidratos,
en donde se contemplan sus principales propiedades y características; dentro de los
Lípidos abordaremos las características de los ácidos grasos, fosfoglicéridos, ceras,
terpenos y esteroides; y por último las Proteínas, donde veremos las unidades que
permiten su formación (aminoácidos y enlaces peptídicos), posteriormente su
clasificación y para terminar abordaremos las diferentes estructuras de proteínas que se
pueden encontrar.
7
CAPÍTULO 1
FUERZAS DE INTERACCIÓN
Y
MACROMOLÉCULAS SINTÉTICAS
1.1 FUERZAS INTERMOLECULAES
1.1.1
El Modelo Cinético Molecular y los Estados de Agregación
Molecular de la Materia
1.1.2
La Naturaleza de las Fuerzas Intermoleculares
1.1.3
Los Líquidos, los Sólidos y sus Propiedades
1.2 MACROMOLÉCULAS
1.2.1
Polímeros
1.2.2
Polimerización
9
PROPÓSITO
Al revisar este mapa conceptual sabrás qué es lo que puedes aprender al estudiar el
capítulo, así como la forma en como puedes adquirir dicho conocimiento y la importancia
que tiene para tu formación académica.
AL ESTUDIAR LAS FUERZAS
INTERMOLECULARES Y LAS
MACROMOLECULARES SINTÉTICAS
conocerás
COMO SE DA LA UNIÓN ENTRE LAS
MOLÉCULAS
ANALIZANDO EL
MODELO CINÉTICO
MOLECULAR
esto lo lograrás
IDENTIFICANDO
LAS FUERZAS QUE
INTERVIENEN
IDENTIFICANDO
LOS POLÍMEROS
lo que te
permitirá
a partir de
a través de su
PREGUNTAS
DE REFELEXIÓN
COMPRENDER
LAS
PROPIEDADES
DE LAS
SUSTANCIAS
CLASIFICACIÓN
FORMAS DE
PRODUCCIÓN
11
INICIAR EL ESTUDIO
DE LAS
MACROMOLÉCULAS
NATURALES
CAPITULO 1. FUERZAS DE INTERACCIÓN Y
MACROMOLÉCULAS SINTÉTICAS
1.1 FUERZAS INTERMOLECULARES
1.1.1 EL MODELO CINÉTICO MOLECULAR Y LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN
MOLECULAR DE LA MATERIA
En el fascículo 2 de Química I, ya estudiaste este tema. Recordaremos ahora lo más
esencial del mismo.
El estudio de las propiedades de los cuerpos, a partir de las observaciones
macroscópicas, permite conocer las características de éstos, pero ello no es suficiente
para conocer las causas que lo determinan. Por esta razón, tenemos que recurrir al
comportamiento microscópico de las partículas que componen la materia.
El comportamiento y estructura de las sustancias se debe principalmente a las
interacciones de sus moléculas. A causa de la dificultad para realizar observaciones de
este comportamiento se recurre a modelos explicativos, y descriptivos que dan cuenta
de lo que sucede en el interior de la materia.
Un modelo simple que permite explicar el comportamiento de las propiedades de los
líquidos, sólidos y gases es el modelo cinético molecular.
En la tabla 1, se muestran algunas de las principales características de la materia que se
explican a partir del modelo cinético molecular.
13
Tabla 1. Algunas propiedades características de los estados de la materia
GAS
LÍQUIDO
SÓLIDO
−Toma el total de −Toma la forma de la −Conserva
su
propia
volumen y la forma del proporción del recipiente forma y volumen.
recipiente
que
lo ocupa.
contiene.
−Es virtualmente
−No se expande para incomprensible.
−Se expande facilmente.
llenar el recipiente.
−La difusión se presenta
−Son de densidad baja.
−Es virtualmente
extremadamente lenta.
incomprensible.
−La difusión se presenta
−No fluye.
rápidamente.
−La difusión la lleva a
cabo lentamente.
−No tiene posibilidad de
−Fluye con facilidad.
expansión.
−Fluye fácilmente.
Los gases, de acuerdo con el modelo cinético molecular, consisten en partículas
independientes muy pequeñas, que tienen movimiento en línea recta, al azar en el
espacio y experimentan choques 100% elásticos. Los gases ocupan un volumen miles
de veces más grande que el que ocupan los líquidos o los sólidos, debido a que las
moléculas de los gases están mucho más separadas que las de los líquidos o los
sólidos. Lo anterior explica la densidad mucho más baja de los gases respecto de la de
los líquidos y los sólidos.
De acuerdo al modelo cinético molecular. ¿Cuál
sería la principal diferencia que existe entre un
sólido, un líquido y un gas?.
La comprensión y la difusión de los gases se explica por el hecho de que las moléculas
del gas son partículas esencialmente independientes. Se mueven por el espacio hasta
que chocan con otras moléculas de gas o las paredes del recipiente.
En los líquidos, según el modelo cinético molecular, las partículas mucho más cercanas
entre sí que las de los gases. Asimismo, el volumen definido de los líquidos es una
consecuencia de las fuerzas de atracción entre las partículas de un líquido, que son
mucho más fuertes que en un gas. Los líquidos son fluidos y toman la forma del
recipiente debido a que las partículas del líquido se mueven con cierta independencia
unas de otras.
La difusión en los líquidos es más lenta que en los gases debido a que las moléculas de
los líquidos se mueven más lentamente y están más próximas entre sí.
14
En los sólidos, las partículas se mantienen juntas en posiciones fijas por fuerzas que
son más poderosas que las que se encuentran presentes entre las partículas de los
líquidos. De esta manera se explican la forma y el volumen definido de un sólido, así
como su incomprensibilidad. El que el arreglo de las partículas sea ordenado o no
determinará que el sólido sea cristalino o amorfo. Las partículas de un sólido vibran
débilmente hacia uno y otro lado de sus posiciones fijas de equilibrio. Lo anterior explica
la poca difusión de cualquier sólido.
Gas
Líquido
Desorden total: muchos espacios
vacíos; las partículas tienen libertad
completa de moverse debido a la
separación y a las fuerzas de
atracción no son muy efectivas.
Desorden: las partículas o los grupos
de partículas son casi libres de
moverse relativamente entre sí; las
partículas se unen entre sí.
Sólido Cristalino
Distribución
ordenada:
las
partículas pueden vibrar, pero
se encuentran en posiciones
fijas; las partículas se mantienen
unidas entre sí.
Figura 1. Comparación a nivel molecular de los gases, líquidos y sólidos.
1.1.2 LA NATUALEZA DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES
En esta parte del fascículo aprenderás la naturaleza de las fuerzas de atracción
presentes en los estados sólidos y líquido.
Las fuerzas de atracción que mantienen unidad a las moléculas en los líquidos y en los
sólidos, conocidas como fuerzas intermoleculares, determinan en gran parte las
propiedades físicas de estos estados de agregación.
Antes de comenzar el estudio de las principales fuerzas intermoleculares (puente de
hidrógeno, fuerzas dipolo-dipolo, fuerzas de London) revisaremos el concepto de
polaridad, que es bastante útil para entender este tipo de fuerzas. Recordaremos para
ello algunos de los conceptos vertidos en el fascículo 1.
15
a) La polaridad de las moléculas.
En el enlace covalente, el par de electrones compartido es atraído simultáneamente por
los dos átomos enlazados.
Cuando los dos átomos enlazados presentan la misma atracción por el par de
electrones, esto es, que tiene la misma electronegatividad, la distribución de la carga
electrónica es simetría respecto a la de los dos núcleos; es decir, no se presentan polos
cargados, por lo que se dice que el enlace es puro o covalente no polar. Las
moléculas H2 y Cl2 son ejemplos de moléculas con enlace covalente no polar.
Electrones repartidos simétricamente
CI
CI
Figura 2. No presentan polaridad los átomos que, al formar la molécula, tiene la misma electronegatividad.
El enlace covalente polar lo presentan aquellas moléculas cuyos átomos comparten
desigualmente el par de electrones. En moléculas como la del cloruro de hidrógeno, HCI,
y la del fluoruro de hidrógeno, HF, en donde la electronegatividad del cloro y del flúor es
mayor que la del hidrógeno, la carga electrónica está más cercana a los átomos del flúor
o cloro. Entonces decimos que se ha formado un enlace covalente polar.
δ+
δ-
δ+
δ-
Figura 3. La diferencia de electronegatividad hace que la molécula se polarice.
El puente de hidrógeno y las fuerzas dipolo-dipolo se originan a causa de la polaridad
que presentan moléculas con enlaces covalentes polares. Ambas aparecen por la
atracción electrostática entre moléculas polares, aunque en el puente de hidrógeno es
mas intensa la interacción.
δ+
δ-
δ+
Figura 4. Fuerzas intermoleculares
16
δ-
b) Puentes de Hidrógeno.
Los puentes de enlaces de hidrógeno se presentan en líquidos cuyas moléculas tienen
un átomo de H enlazado covalentemente compuestos que forman enlaces de hidrógeno
son el H2O, El HF y el NH3.
Los compuestos que presentan enlaces de hidrógeno tienen propiedades diferentes a
las comunes. Por ejemplo, el agua tiene un punto de ebullición de 100°C, que es mucho
mayor que el H2S, cuyo valor es de -85.5°C. Los puentes de hidrógeno son los más
fuertes entre las fuerzas intermoleculares.
AGUA
H2 O
..
H – O:
..
, H – O:
H
..
H – O:
,
H
..
, H – O:
H
H
AMONIACO
H
NH3
H
H – N:
,
H
H – N:
H
,
H
H – N:
H
,
H – N:
H
H
ÁCIDO
FLUORHÍDRICO
HF
..
H – F:
..
,
..
H – F:
..
,
..
H – F:
..
,
..
H – F:
..
Figura 5. Representación de los puentes de hidrógeno que se presentan en el H2O, NH3, HF. (La línea continua es enlace
covalente, la punteada corresponde a enlaces por puentes de hidrógeno).
Figura 6. La formación de puentes de hidrógeno en las proteínas determina su estructura.
17
En la estructura del hielo las uniones por puentes de H hace que su densidad sea menor
que la del agua líquida. Por eso el hielo flota en ella. Esto es fundamental para la vida en
la tierra, pues de otra manera se hundiría al fondo de los lagos, los ríos y los océanos,
acumulándose en el fondo de éstos, lo que provocaría un congelamiento de abajo hacia
arriba, lo cual haría imposible la vida de peces y plantas.
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Observa, con cuidado, la siguiente fórmula y contesta las preguntas que a continuación
H
te presentamos.
O
O
H
O
O
C
C
C
C
O
O
H
O
O
H
ácido dicarboxílico
¿Qué moléculas se encuentran unidas por puentes de hidrógeno?
¿Qué características tienen en común las moléculas?
c) Las Fuerzas Dipolo-Dipolo
Las fuerzas intermoleculares dipolo-dipolo se presentan entre moléculas polares. Las
moléculas de este tipo se organizan de tal forma que el polo positivo de una molécula
interactúa con el polo negativo de la molécula vecina.
Las interacciones bipolares son fuerzas de corto enlace, por lo que las moléculas tienen
que estar muy cerca entre sí para que la fuerza de atracción sea significativa.
18
En la siguiente figura se observa cuál es el arreglo que adquieren las moléculas que
presentan fuerzas dipolo-dipolo.
+
+
-
+
+
-
Figura 7. Los dipolos en las moléculas se orientan de tal modo que la atracción se presenta en los dipolos de signo contrario.
La naturaleza relativamente débil de las interacciones bipolares es la causa de que los líquidos, que mantienen
juntas sus moléculas, sean volátiles o no debido a estas fuerzas.
En el etanol, por ejemplo, las fuerzas intermoleculares dipolo-dipolo son más intensas
que el éter etílico. Por eso el último es más volátil que el primero.
más fuerte
H
CH3 – CH2 - O
Teb = 78.5°C
O - CH2 – CH3
H
H
más débil
CH2 – CH3
H - C - CH2 - O
CH3 – CH2 - O
CH2
Teb = 34.6°C
H
CH2
19
d) Las Fuerzas de London
Las moléculas no polares pueden presentar dipolos instantáneos debido a la distorsión
de la nube electrónica que rodea a los núcleos. Estos dipolos instantáneos logran inducir
otros dipolos en las moléculas vecinas. Las fuerzas de atracción entre estos dipolos
instantáneos constituyen las llamadas fuerzas de London.
Todas las moléculas pueden presentar deslocalización de electrones que es causa
principal de la existencia de las fuerzas de London. Las moléculas polares también
presentan fuerzas de London.
Las moléculas más grandes y complejas que poseen grandes nubes electrónicas que se
distorsionan y polarizan fácilmente son las que presentan las fuerzas de London más
fuertes. Por ejemplo, las moléculas de HI, que es menos bipolar que la de HCI, pero más
grande, tiene las fuerzas de London más fuertes.
dipolo instantáneo
tiempo
no-polar
tiempo
tiempo
no-polar
dipolo instantáneo
dipolos instantaneos
Figura 8. Acción dipolo-dipolo (fuerza de London) y su efecto.
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Busca, en un libro de química o en una enciclopedia, las temperaturas de ebullición de
los siguientes gases:
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
20
Explica dichas temperaturas en función de las fuerzas de London.
1.1.3 LOS LÍQUIDOS, LOS SÓLIDOS Y SUS PROPIEDADES.
a) Líquidos
Presión de vapor. Las moléculas de la superficie de un líquido que posean suficiente
energía escapan de los <<jalones>> de sus vecinos. Estas moléculas, al pasar a la fase
gaseosa, ejercen una presión sobre el recipiente llamado presión de vapor. Todos los
líquidos tienen una presión de vapor diferente. A mayor presión de vapor, más fácilmente
se evapora un líquido. El líquido que se evapora más fácilmente es, asimismo, el mas
volátil. El alcohol etílico, al frotarse en el cuerpo, produce una sensación de frío, debido a
la evaporación de las moléculas que poseían mayor energía cinética.
La volatilidad de un líquido está determinada por la magnitud de las fuerzas
intermoleculares que hacen que las moléculas permanezcan en el líquido. Mientras
menor es la fuerza, más volátil es el líquido.
Por ejemplo, el etanol se evapora más fácilmente que el agua. La polaridad del agua es
mayor que la del etanol y ésta es mayor que la del éter etílico.
..
Agua
H - O:
diferencia de electronegatividades
H
Etanol
..
CH3 – CH2 - O :
O-H
3.4 - 2.2 = 1.2
O-C
3.4 - 2.6 = 0.8
H
Éter
Etílico
..
CH3 – CH2 - O :
CH2
CH3
Figura 9. La diferencia de electronegatividades entre los átomos explica la polaridad de las moléculas y ésta su volatilidad
relativa.
21
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Ordena de acuerdo con su polaridad las siguientes sustancias:
Amoniaco(NH3), Fosfina (PH3), Dióxido de Carbono (CO2),
Ácido Clorhídrico (HCI) y Ácido sulfhídrico (H2S).
b) Sólidos
Diferentes tipos de sólidos cristalinos
Los sólidos cristalinos se pueden clasificar tomando en cuenta la naturaleza de las
partículas que los componen (átomos, iones, moléculas), así como las fuerzas que los
mantienen unidos en los sólidos iónicos, moleculares, covalentes y metálicos.
En la siguiente tabla se resumen las principales características de estos cuatro tipos de
sólidos cristalinos.
Tabla 2. Enlace y propiedades en los sólidos cristalinos.
Clasificación
Tipo de
partícula
Iónico
Moléculas
Iones
positivos y
negativos
Moléculas
Covalente
Metálico
Fuerza que
existe entre las
partículas
Enlaces iónicos
Dureza
Punto de
fusión
Conductividad
Ejemplos
Bastante duros
y quebradizos
Bastante alto
Baja
Fuerza DipoloDipolo de London
Blandos
Bajo
Baja
Átomos
Covalente
Muy Duros
Muy alto
Baja
Iones
positivos
Atracción entre la
nube electrónica y
los iones positivos
Blandos a
duros
Medio a alto
Buena a
excelente
NaCI
K2CO3
Na3PO
CO2
C6H6
H2O
CH4
SiC
SiO2
(cuarzo)
C
(diamante)
Na
Ag
Fe
W
22
Respecto a la tabla anterior cabe hacer las siguientes precisiones.
a) Las sales iónicas en estado líquido o fundidas, también, pueden ser empleadas como
conductores de la electricidad.
b) El tipo de dureza que se da en los enlaces covalentes no siempre es igual.
Sólidos moleculares
Las unidades que ocupan los puntos reticulares de los sólidos son moléculas. Las
fuerzas dipolo-dipolo y las fuerzas de London son las responsables de mantener unidas
a las moléculas de estos sólidos. A causa de que estas fuerzas son mucho más débiles
que los enlaces iónicos y covalentes, los sólidos moleculares presentan punto de fusión
bajo, son blancos y no son buenos conductores de la electricidad.
Figura 10. Etileno sólido: una estructura ortorrómbica de cuerpo centrado.
Sólidos iónicos
En los sólidos iónicos, los aniones y cationes son las unidades presentes en la malla
cristalina. Las fuerzas electrostáticas, enlaces iónicos, son fuertes, lo que les da una
dureza característica y los hace quebradizos. Los cristales iónicos se funden a altas
temperaturas ; el NaCI se funde a 808°C. A causa de la fuerza de atracción entre los
iónes, estos no tienen libertad para desplazarse, resultando que sean malos conductores
de la electricidad.
Figura 11. En una malla cristalina de los sólidos iónicos, los cationes Na+ y los aniones Cl- ocupan los puntos reticulares.
23
Sólidos covalentes
Las unidades que ocupan los puntos reticulares de los sólidos covalentes con átomos
enlazados covalentemente. Los átomos forman una red tridimensional, o «molécula
gigante». El enlace covalente, al mantener fijos en sus posiciones a los átomos del
sólido covalente, hace que éstos tengan altos puntos de fusión. Además de que no
existen iones o electrones móviles, estos sólidos no son conductores eléctricos.
Figura 12. El diamante (c) es un sólido covalente cuyos átomos ocupan reticulares de la malla.
Sólidos metálicos
Las partículas que ocupan los puntos del retículo en un sólido metálico son iones
positivos. La nube electrónica que envuelve todo el retículo está formada por los
electrones que no se encuentran unidos a ningún átomo sino a todos en conjunto. Estos
electrones están dispersos todo el cristal y reciben el nombre de electrones libres.
Los electrones libres de un sólido metálico son los responsables de la buena
conductividad eléctrica y térmica que caracterizan a los metales. Asimismo, el brillo
característico de los metales se explica por la facilidad de estos electrones de absorber y
emitir la luz que alcanza su superficie.
Figura 13. En estos cristales el núcleo y los electrones (iones positivos) internos del átomo ocupan los puntos reticulares de
la malla, mientras que los electrones exteriores al estar deslocalizados forman una nube alrededor de los iones
positivos.
24
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
1. Explica por qué los sólidos son incompresibles.
2. Menciona tres características de los puentes de hidrógeno.
3. Menciona cuáles son las fuerzas intermoleculares que se presentan en los sólidos
moleculares.
EXPLICACIÓN INTEGRADORA
El estudio de las Fuerzas Intermoleculares se pueden entender a partir de conocer cómo
se comparten las moléculas en los diferentes Estados de Agregación Molécular de la
Materia (Sólidos, líquidos y gases). Sin embargo, estos compartimientos van a estar en
función de diferentes factores, como por ejemplo: en líquidos en donde se presenta un
enlace covalente entre un átomo de hidrógeno (H) con otro átomo que sea muy pequeño
y electronegativo; otro caso es la interacción que se da entre las moléculas a partir de la
polaridad que existe entre cada una de ellas, es decir de la atracción de una molécula de
polo positivo con otra de polo negativo; y por último, existe la posibilidad de que algunas
moléculas puedan generar un dipolo instantáneo, lo cual provoca que dicha molécula
pueda incorporarse a una cercana y de polaridad contraria.
A partir de estos aspectos es posible comprender el por qué de los comportamientos y
propiedades de los sólidos, líquidos y de los gases.
25
1.2 MACROMOLÉCULAS SINTÉTICAS
El material del que está fabricada una bolsa de plástico y el de tu pluma es
fundamentalmente el mismo. Sin embargo, sus características son diferentes. El material
de tu pluma es rígido, mientras que el de la bolsa forma películas delgadas.
¿Sabes de qué material está hecha tu ropa?
¿Qué es lo que hace que los polímeros tengan
comportamientos tan diferentes, que puedan formar fibras muy
resistentes como el nylon, capas delgadas como el polietileno o
estructuras muy duras como el cloruro de polivinilo (PVC), el
cual en algunas partes de los automóviles han sustituido al
acero?
¿A partir de qué materias primas se reducen los objetos que
conoces y mediante qué procesos son fabricados?
1.2.1 POLÍMEROS
a) Generalidades
Los primeros son macromoléculas formadas de la repetición sucesiva de un gran
número de grupos de átomos llamados monómeros. Quizá no te has dado cuenta, pero
te encuentras rodeado de una gran cantidad de polímeros.
El nylon es una fibra con la cual se confeccionan prendas de vestir; los bolígrafos,
tuberías, vajillas, domos en los edificios, recubrimientos y partes de automóviles están
construidos a partir de polímeros.
Desde 1868, año en que John Wesley Hyatt sintetizó el celuloide, muchos objetos de
madera o metal han sido paulatinamente sustituidos por polímeros artificiales.
Precisamente, John W. Hyatt trataba de fabricar una bola de billar de un material
diferente de marfil. Mezcló piroxilina con alcanfor sólido y el resultado fue el celuloide. Se
cuenta también con un polímero que forma películas delgadas (se usó durante mucho
tiempo para hacer películas de cine). Los polímeros tienen una gran versatilidad. Por
ejemplo, forman fibras que se puedan hilar como el nylon. Otros son rígidos y duros, con
los que se constituyen partes para automóviles.
Los polímeros pueden clasificarse en tres grandes grupos, de acuerdo con sus
propiedades:
• Elastómeros
• Fibras
• Plásticos
26
Elastómeros
Fibras
Plásticos
Aquellos que tienen Polímeros que se pueden Polímeros que puedan
propiedades elásticas, tejer, como el nylon o el formar hojas delgadas
como el hule.
poliéster.
(usadas en las bolsas),
sólidos duros y maleables
(tuberías, juguetes para
los niños) o revestimientos
(barnices).
b) Termoplásticos.
Dentro del grupo de los plásticos se encuentran los termoplásticos, que tienen la
característica de que cuando son calentados se reblandecen y pueden ser moldeadas a
presión.
En la tabla siguiente presentamos los termoplásticos más comunes:
Tabla 3. Polímeros más comunes
Nombre
Polietileno de baja densidad
Polietileno de alta densidad
Polipropileno
Cloruro de polivinilo
Poli estireno
Acrilo nitrilo-estireno
Acrilo nitrilo-butadieno-estireno
Abreviaturas
LDPE
HDPE
PP
PVC
PS
SAN
ABS
Low Density Polietilen.
High Density Polietilen.
Stiren Acril-Nitrilo.
La multiplicidad de las propiedades de los polímeros depende de la gran variedad de
estructuras que pueden formar. Por ejemplo, si tuviéramos un gran número de pequeñas
cuentas (como 6000 aproximadamente), ¿cuántos tipos de collares podrías
manufacturar?.
Tomemos por ejemplo al polietileno, del que están hechas las bolsas que nos dan en el
mercado. Es un polímero del etileno o eteno y se usa también para fabricar recipientes
rígidos (como los usados para envases).
Como puedes observar, algunos son muy flexibles, otros son rígidos y otros se pueden
moldear fácilmente por calor. Entonces, si muchos objetivos están fabricados del mismo
material.
¿A qué se debe que tengan comportamientos tan diferentes?
La respuesta está en conocer la forma en que se encadenan los monómeros y, una vez
que la cadena se ha formado, la alineación de la misma. Así, vemos que la estructura
del polímero es determinante para establecer sus características.
27
Del ejemplo anterior del polietileno se observa que el polietileno rígido no tiene
cadenas ramificadas (Figura 14), es un polímero de alta densidad y parcialmente
cristalino. Mientras que el polietileno flexible tiene cadenas ramificadas. Esta
ramificación impide que las cadenas formen filas compactas produciendo un polímero
plástico, que es más flexible, maleable al calor y menos denso (figura 15).
(Tiene alta densidad)
(Tiene baja densidad)
Figura 14. Polímero no ramificado
Figura 15. Polímero amificado
Los polímeros tienen como materias primas a diversos productos derivados del petróleo.
La petroquímica es una rama de la industria química que trata la serie de procesos a
través de los cuales se elaboran los productos químicos que se derivan de los
hidrocarburos del petróleo.
Ésta es una de las razones por las que el petróleo tiene tanta importancia en la
actualidad, además de la producción de combustibles. Del petróleo se obtienen
productos químicos como el etileno y el benceno, que son materias primas para obtener
gran variedad de polímeros.
Tabla 4. Algunas materias primas, su producto y usos más característicos.
Materia prima
Etileno
Propileno
Benceno
Paraxileno
Producto
Usos
Cloruro de vinilo, etilenglicol, Bolsas, botellas, juguetes,
acetato de vinilo, estireno, oxido discos fonográficos,
de etileno, alcohol polivinílico.
películas, artículos de piel
artificial, etc.
Cloruro de alilo, 2 etil-hexilacrilato, Botellas, libros, artículos
butil acrilato, óxido de propileno, moldeados.
polioles, acrilonitrilo.
Estireno, hexametilediamina, ácido Artículos moldeados,
adípico.
espumas aislantes.
Ácido tereftálico, dimetiltereftalato. Fibras artificiales,
termoplásticos.
28
Etileno
Propileno
Butileno
Otros
productos
Desintegración
térmica
Benceno
De
alquilación
Destilación Naftas
atmosférica
Petróleo
crudo
BTX
Tolueno
Reformación
catalítica
Aromáticos
Tolueno
Xilenos
Destilación
al vacío
Isomerización
Desintegración
catalítica
Gasóleo
Para-xileno
Orto-xileno
Propileno
Gasolina
alto octano
Otros productos
Figura 16. Síntesis de la cadena productiva mediante la cual una mezcla de miles de compuestos (el petróleo crudo) se
transforma en productos más aprovechables. Las sustancias de la derecha son las materias primas de la industria
petroquímica. (Fuente: Análisis de la industria petroquímica por cadenas productivas. Comisión Petroquímica
Mexicana, México, 1986.)
1.2.2
POLIMERIZACIÓN
¿Cómo se lleva a cabo la polimerización?
Los polímeros se forman por la unión de un gran número de unidades monoméricas, que
se pueden representar a través de una reacción química:
catalizador
+
+
+
+
monómeros
polímeros
Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad, y en muchos casos, hace
posible un proceso químico (como en este caso la reacción de polimerización) sin que se
advierta en los productos.
Un polímero se nombra por el tipo de monómeros que lo forman precedido del prefijo
poli. Por ejemplo, el polietileno es el formado por los monómeros del etileno.
29
Los primeros se pueden clasificar de acuerdo con la forma en que las unidades
fundamentales o monómeros se unen. Algunos polímeros como los de vinilo son ejemplo
de polímeros de adición, donde los monómeros se suman o unen uno a uno. Existe otro
grupo, como el del nylon, que son los polímeros de condensación. Estos polímeros se
forman de la reacción de dos unidades de monómeros, con eliminación de agua.
a) Polímeros de Adición.
Los primeros de adición se forman por la suma de monómeros que tienen doble
ligadura.
Por ejemplo:
H
H
C = C
H
H
+
H
H
C = C
H
catalizador
H
etileno o eteno
H
H
H
H
C
C
C
C
H
H
H
H
polietileno
En 1955, Karl Ziegler y Giulio Natta desarrollaron un técnica de polimerización eficiente,
introduciendo el uso de un catalizador. La función del catalizador es unirse al alqueno
monomérico y después permitir que nuevos monómeros se inserten en la cadena.
Si a la molécula de etileno se le sustituye un hidrógeno por otro elemento o por grupos
de átomos (como algunos radicales), se obtiene una gran variedad de nuevos
compuestos, y éstos, a su vez, pueden producir una gran gama de nuevos polímeros,
como se muestra en la tabla 5.
El polietileno es uno de los polímeros más usados en la actualidad. Se encuentra en una
gran diversidad de materiales: empaques, aislantes eléctricos, materiales de
construcción, etc. Es un termoplástico de bajo costo que puede moldearse de diversas
formas hasta formar películas delgadas o extruirse (este término lo veremos más
adelante) para hacer fibras. De acuerdo con la forma de producirlo, se pueden encontrar
dos tipos de polietileno, el de baja densidad y el de alta densidad, conocidos por sus
siglas en inglés LDPE y HDPE, respectivamente.
30
Otro ejemplo de polímero de adición es el poli estireno. En un termoplástico muy usado
debido a su bajo costo, estabilidad térmica y baja densidad. El poli estireno es un
polímero del estireno. La forma del polietileno la podemos representar de la forma
siguiente:
Estireno
1)
H
H
H
H
C = C
C = C
H
O
H
O
n
El poliestireno generalmente está formado de una 5500 a 6000 unidades. Este polímero
tiene la apariencia de una resina clara y transparente que fluye con facilidad.
H
H
H
H
H
H
- C - C - C - C - C - C H
H
H
n
Entre los usos personales del poliestireno están: envases desechables, empaques,
piezas moldeadas para cassettes, difusores de luz, plafones, envases aislantes térmicos
(de unicel), etcétera.
El PVC (cloruro de polivinilo) se obtiene de la polimerización de cloruro de vinilo. Se
encuentra de dos formas: una rígida, que se emplea en la fabricación de tuberías para
riego, botellas, techado, juntas y partes automotrices, y otra flexible, para fabricar
cortinas para baño, manteles, alambre, cables eléctricos y en tapicería.
H
H
H
C = C
H
H
C = C
H
O
radical vinilo
CI
cloruro de vinilo
31
Tabla 5. Principales polímeros de adición
Monómero
H
Fórmula polímera
H
C
=
H
H
C
C
H
H
CI
cloruro de vinilo
H
n
H
C
=
H
H
H
C
C
Poliestireno,
estirofoam
(espuma), artículos moldeados.
C
C
H
Estireno
H
Cloruro de polivinilo (PVC). Geón
(película,
aislamiento,
ropa
impermeable, losetas para el
piso).
C
H
Nombre industrial y
aplicaciones
H
C = C
O
H
C
- CH3
n
H
H
C
C
Acetato de polivinilo
(PVA)
adhesivos, tintura, látex, chicle.
H
n
O
O
Acetato de vinilo
-
C
- CH3
O
H
H
C = C
CH3
H
C=C
CH3
Propeno
F
F
C = C
F
F
C
C
Acrilán, orlón (fibras, alfombras
para exteriores).
n
C N
H
H
H
H
Acrilonitrilo
H
H
N
H
H
C
C
H
CH3
F
F
C
C
F
F
Tetrafluoretileno
32
Polipropileno, poliolefinas (fibras,
artículos moldeados, alfombras
para exteriores).
n
Teflón (recubrimiento para evitar
el peligro de pegarse), cojinetes,
empaques.
n
CH3
H
C
=
C
H
H
CH3
C
C
H
C=O
Lucite,
plexiglás
(artículos
moldeados transportes, ventanas,
bombillas de lampara).
n
C=O
O - CH3
O -CH3
Metilmetacrilato
b) Polímeros de condensación
Monómeros
Estos polímeros se forman por la reacción de dos unidades monoméricas, con
eliminación de agua.
Un representante de este grupo es el nylon. Éste fue el primer polímero que pudo
hilarse. Desde su descubrimiento, en 1930, se han producido gran cantidad de fibras
sintéticas, las cuales han sido importantes en el desarrollo de la industria textil.
El nylon 66 se forma a partir de la reacción del ácido adípico y la hexametilendiamina;
ambos de seis átomos de carbono.
La reacción es la siguiente:
O
O
C
(CH2)
C
+
HO
HO
ácido adípico
O
H2N - (CH2)6 - NH2
hexametilendiamina
O
O
O
- C - (CH2)4 - C - N - (CH2)4 - N - C - (CH2)4 - C - N - (CH2)4 - + H2O
H
H
nylon 66
Como se observa en la figura, la línea punteada resalta la formación de una amida.
33
Las amidas contienen el grupo con la fórmula:
O
C
N
H
Por lo tanto, el nylon es una poliamida que se ha formado de las uniones sucesivas de
un ácido carboxílico
R
O
O
OH con una amina
N
H
H
Las fibras de nylon 66 tienen gran importancia en la industria textil, por ejemplo en la
confección de medias para dama, alfombras, paracaídas y en la fabrica de neumáticos
para automóviles. Entre las propiedades que las han hecho indispensables destacan las
siguientes:
− Son inertes a muchos a muchos productos químicos corrosivos, excepto los ácidos
minerales calientes.
− Tienen mayor elasticidad que la seda.
− No los atacan hongos, bacterias o polilla, por lo que son más durables.
− Son resistentes a las arrugas.
− Absorben muy poca humedad de la atmósfera por lo que secan rápidamente.
Existen otras fibras muy elásticas que son usadas en la fabricación de trajes de baño y
medias, a estas fibras se les conoce como spandex, entre las que son más conocidas se
encuentran la lycra y el virene.
A continuación te presentamos una tabla con las características de los polímeros más
comunes.
34
Tabla 6. Algunos polímeros comunes de condensación
Monómeros
H2N-(CH2)6-NH2
hexanediamina
HOOC-(CH2)4 - COOH
ácido adípico
C2H5OOC -
Molécula
eliminada
Nombre del
Polímero
Usos
H2O
Nylon 66
medias y calceteria, cables,
telas.
-COOC2H5
teraftalato de dietilo
+
HOCH2CH2OH
glicoletileno
C2H5OH
Milar
Terileno
Dacrón
Fortral
telas
H-C = C-H
O=C
H2O
Plástico Alkyd
acabados para pisos, esmaltes
para automóviles adhesivos,
cementos
H2O
siliconas
lubricantes para altas
temperaturas, repelentes para
el agua, caucho de silicona.
H2O
resina urea-formaldehído
juguetes, botones,
recubrimientos para textiles,
adhesivos.
H2O
poliuretano*
C=O
O
anhidrido maleico
+
HOCH2CH2OH
glicoletileno
CH3
HO-Si-OH
CH3
dimetilsilanediol
HCHO
formaldehído
+
(NH2)2CO
urea
0=C=N-CH2CH2-N=C=O
diisocianato de etileno
+
HOCH2CH2OH
glicoletileno
fibras, pinturas, aislamientos
térmicos
Copolímeros1
Uno de los aspectos más interesantes de la química de los polímeros es su gran
versatilidad. Las cadenas poliméricas no sólo se encuentran formadas de un tipo único
de monómeros. Para lograr una mayor gama de propiedades, se pueden producir
polímeros donde exista una combinación de dos, tres o más monómeros diferentes
dando como resultado un copolímero.
1
Su combustión produce cianuro de hidrógeno.
Tomado de Brescia, F., Mehlman, S., Pellegrini, F y Stambler, S. (1977). “QUÍMICA”. Interamericana, México, pp.594
35
Por ejemplo, el copolímero estireno-acrinonitrilo (SAN) tiene una mayor resistencia
química y térmica que el estireno. Sin embargo, no es transparente como el poliestireno.
Se usa en artículos
aspiradoras.
de cocina como batidoras o licuadoras y en la fabricación de
Otro copolímero muy usado es el ABS, acrilonitrilo-butadieno-estireno. Es un plástico
que combina las propiedades de dureza y alta resistencia mecánica. Se puede combinar
con otros plásticos como el PVC, y se obtiene un material de alta resistencia usando en
la fabricación de televisores. El ABS se emplea en la producción de partes moldeables
para automóviles.
Los automóviles fabricados en 1985 usaron un promedio de 12kg de este copolímero
para cada unidad. También se usa en los revestimientos de las puertas de
refrigeradores.
Elastómeros
Los elastómeros son polímeros que tienen propiedades elásticas, es decir, pueden ser
estirados hasta doblar muchas veces su tamaño y después regresar a su forma
original.
El hule (o caucho) es un polímero natural con estas propiedades. El hule fue conocido
en México y América del Sur desde antes de la llegada de los españoles. Cristóbal Colón
observó que los nativos jugaban con pelotas hechas de un jugo natural endurecido
(obteniendo de un secreción lechosa de ciertos árboles). Muestras de este material
fueron llevadas a Europa como mera curiosidad.
Posteriormente se hallaron otros usos para el hule. En 1823, Charles Macintosh patentó
vestiduras fabricadas de una capa de goma entre dos capas de tejido, consiguiendo lo
que se llama impermeabilización.
Sin embargo, el uso del hule planteaba problemas con el cambio de temperatura: con el
calor se volvía pegajoso y gomoso, mientras que con el frío, correoso y duro. Se
realizaron diversos experimentos para suprimir estas características indeseables del
hule. Así, en 1839, el estadounidense Charles Goodyear, quien accidentalmente vertió
hule con azufre en una plancha caliente, obtuvo un material suave y elástico que no
modificaba sus propiedades con el cambio de temperatura.
A este proceso de combinar hule con azufre se le denominó vulcanización y fue tomado
del nombre Vulcano, que es el dios romano del fuego.
En 1879 un químico francés, Gustave Bouchardat, calentó el caucho en ausencia de aire
y obtuvo un líquido llamado isopreno, cuya fórmula es la siguiente: CH2=C-CH=CH2
Isopreno
Monómero de hule
36
CH3
Por lo tanto, el caucho es un polímero formado por unidades de isopreno:
-CH2 - CH2
-CH2
CH2 -
C=C
C=C
CH3
H
CH3
H
n
En el proceso de vulcanización la función del azufre consiste en unir dos cadenas de
hule en sitios donde se encuentran dobles ligaduras carbono-carbono (C=C). La
estructura formada es la siguiente:
CH2
CH2 - - CH2
C
C
H2C S
CH2 H
C
C
C
S
H
C
H
CH2 -
CH2
S
CH2
H
En 1827, en Alemania fue desarrollado el primer hule sintético llamado BUNAS, un
copolímero formado de butadieno y estireno.
En 1942, durante la Segunda Guerra Mundial, las fuentes proveedoras de hule natural
quedaron aisladas de los grandes centros consumidores como los Estados Unidos. Esto
obligó a que se desarrollara la industria del hule sintético, a grado tal, que en 1985 se
produjeron 13.7 millones de toneladas a nivel mundial, correspondiendo el 32% al hule
natural.
Los hules sintéticos han sustituido al hule natural debido a que han mejorado sus
cualidades. Se producen a partir de derivados petroquímicos como las olefinas
(butadieno) y han suprimido sus desventajas, además de que su precio es menor.
La siguiente es una forma de cómo se obtiene el hule sintético a partir del butadieno y
estireno, llamado hule SBR.
H
H
Η
H
C=C-C=C
H
H
Butadieno
H
H
H
o
Estireno
Monómero
H
H
H
H
H
- C - C =C - C - C - C -
C =C
+
H
H
H
Hule SBR
37
Polímero
H
o
n
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
1. Explica qué es la polimerización.
2. Las siguientes son abreviaturas de polímeros, indica a qué polímeros se refieren y su
composición.
PVC
BUNAS
SAN
3. De los ejemplos anteriores indica cuáles son copolímeros.
4. ¿Qué diferencia existe entre un elastómero y un plástico?
5. ¿En qué consiste la vulcanización y cuál es su utilidad?
6. ¿Como se forma el nylon 66?
38
7. De las fórmulas siguientes indica en los renglones cuáles son aminas, amidas o
ésteres.
a) CH3-C-O-CH2O
b) CH3-CH-CH3
c) CH3-CH2- C - N
O
O
O
c) Estructuras Primarias y Secundarias de los Polímeros.
Las características hasta aquí revisadas de los polímeros se pueden explicar a través de
tres factores relacionados con su estructura:
1. Grado de polimerización: determinado por el número de monómeros que lo
conformen.
2. Grado de cristalidad: medida del orden entre las cadenas.
3. Grado de reticulación: cuando las cadenas están unidas mediante enlaces.
De estos tres factores se desprende lo siguiente:
Los polímeros tienen una estructura química determinada por la composición de sus
monómeros; a dicha estructura se le llama primaria. Pero la disposición de la cadena
en relación con otras cadenas desarrolla una serie de fuerzas intermoleculares que
modifican la estructura del polímero. A esta nueva disposición se le llama estructura
secundaria.
Como lo anotamos anteriormente, de la estructura secundaria dependen muchas
propiedades de los polímeros. Por ejemplo, que sean suaves y flexibles, como en el
caso de los diferentes tipos de polietileno
Por otro lado, un polímero puede formar cadenas continuas, que se mantienen unidas a
través de puentes de hidrógeno o de atracciones dipolo-dipolo, dando como resultado
polímeros útiles en la fabricación de plásticos duros, moldeables o fibras. Así, cuando las
cadenas de un polímero están más ordenadas se tiene mayor grado de cristalinidad.
39
H
H
−C − C−
H
H
n (en donde n = 5 500 - 6 000)
Estructura primaria
Figura 17. Estructura secundaria
Técnicas para moldear plásticos con el fin de hacer objetos útiles
La diversidad en la presentación de los diferentes plásticos no sólo depende del tipo de
plástico sino también de la técnica empleada para su moldeo. Por ello de los plásticos se
obtiene hilos utilizados en la industria textil, artículos domésticos como mangueras,
sillas, peines, botellas, pelotas, etcétera.
Los siguientes esquemas representan las técnicas más comunes que se utilizan para el
moldeado de los plásticos:
Figura 18. Máquina de calentamiento y moldeado (T). Representativo de Polimeros (plásticos).
40
Figura 19. Extrusión. El plástico fundido se alimenta a través de la forma deseada
Figura 20. Moldeo por soplado. Un tubo de plástico calentado se encierra en un molde y se infla.
Figura 21. Moldeo por inyección. La materia prima se calienta en bolitas y luego se vacia y oprime sobre un molde frío.
41
Figura 22. Formado térmico. Las hojas de plástico calentadas se pasan a un molde.
d) Los Polímeros y la Contaminación
A partir de la Segunda Guerra Mundial, los polímeros han sustituido, en forma creciente,
materiales naturales como madera, algodón, papel, acero, etc. Esto se debe
principalmente a dos factores:
El primero, a sus propiedades de ser moldeables, anticorrosivos, resistentes a la acción
mecánica (una cuerda de nylon de 10 cm, de espesor, puede soportar una carga de
5000 kg. sin romperse), resistencia a la temperatura, presencia de propiedades
elásticas, etc. Y, como hemos revisado anteriormente, estas propiedades se deben a la
gran diversidad de estructuras que con las unidades monómeras se pueden construir.
El segundo, a la explotación a gran escala del petróleo. El auge de la industria
petroquímica, desde el aspecto económico, se debe a la excesiva producción de
petróleo a nivel mundial, lo cual abarata su precio y permite -una vez establecidas las
tecnologías apropiadas- producir polímeros en grandes cantidades, lo que repercute en
los bajos costos.
Sin embargo, debemos tomar en cuenta que el petróleo es un recurso no renovable.
Por otra parte, los polímeros, aunque indispensables para nuestra vida cotidiana, nos
acarrean serios problemas: los relacionados con su desecho. La basura orgánica, como
el papel y restos de comida, se pueden biodegradar. Es decir, están formadas de
compuestos que pueden romperse para dar lugar a otros compuestos más simples,
como el bióxido de carbono y agua a través de la acción de baterías que se encuentran
en la naturaleza. Entonces, hay que pensar en lo que sucede con los plásticos. Debe
tomarse en cuenta que cada día se producen miles de toneladas de basura y
representan los plásticos aproximadamente el 18% de su volumen.
En la actualidad, las investigaciones sobre polímeros van encaminadas a la producción
de polímeros biodegradables (que se degradan por la acción de la temperatura,
humedad, con acción microbiológica, microorganismos) y fotodegradables (sensibles a
la acción de la luz). Se pretende que su uso se extienda a bolsas desechables, envases
y empaques que representan un 70% del uso de plásticos.
Los polímeros o macromoléculas sintéticas se clasifican en elastómeros, fibras y
plásticos. Sin embargo, esta clasificación tuvo que ver con las propiedades que tiene
cada uno de ellos.
42
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Para poder llegar a esta clasificación, primero se tuvo que comprender cómo se
desarrollaban los polímeros (polimerización), en este sentido se encontró que su
formación podría ser a partir de un proceso de adición o de condensación: en el primer
caso la formación de estos polímeros es dada a partir de la suma de monómeros con
doble catalizador: en tanto que en el segundo caso, la formación es dada a partir de la
reacción de unidades monoméricas, dentro de este proceso se observa o se presenta
desprendimiento de agua.
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 1
“POLÍMEROS”
Objetivo
Observar las propiedades de los polímeros mediante la realización de algunas pruebas,
para relacionar las propiedades con su estructura.
Cuestionario de conceptos antecedentes
1) ¿Qué es un polímero de adición?
2) ¿Qué es un polímero de condensación?
3) ¿Qué es un monómero?
4) ¿Qué es un copolímero?
5) ¿Qué es el “poliéster?
43
Experimento I
Objetivo
Comparar algunas propiedades físicas y químicas de diferentes polímeros, para
relacionar su estructura con sus aplicaciones.
¿Que necesitas?
Materiales
20
1
1
1
1
1
1
1
1
Tubos de ensaye de 16 x 150 mm
Mechero Bunsen
Pinzas para tubo de ensaye
Soporte Universal
Anillo de hierro
Tela de alambre con asbesto
Vaso de precipitados de 250 ml
Gradilla para tubos
Cucharillas de combustión
Reactivos
20 ml Ácido sulfúrico
20 ml Disolución de hidróxido de sodio al 40%
Trozos de diferentes materiales
Bolsa de “plástico” hule, tapón
de baquelita, “unicel”, hule
espuma, PVC, etc.
10 Tiras de papel indicador para humedad
Prevención y seguridad
La indicada para el trabajo en el laboratorio para el calentamiento de material de vidrio y
el manejo de ácidos fuertes y disolventes.
Ácido sulfúrico.- Líquido aceitoso, sin color ni olor, muy corrosivo sobre todo en materia
orgánica en los tejidos del cuerpo. El contacto con la piel y por ingestión causa severos
daños al organismo.
Hidróxido de sodio.- Sustancia tóxica y muy corrosiva. no debe tocarse ni ingerirse.
¿Cómo hacerlo?
De los objetos de “plástico” corta pequeños trozos (5) del mismo tamaño
aproximadamente. Observa sus características físicas y anótalas en el cuadro.
Coloca un trozo de cada objeto en las cucharillas de combustión y calienta directamente
en la flama un minuto. Observa y registra.
44
Cucharrilla de
combustión
objetos
“plásticos”
Mechero
Bunsen
Figura 23
Coloca un trozo de cada objeto en diferentes tubos de ensaye, coloca una tira de papel
indicador para humedad en la boca de cada tubo. Calienta cada uno. Observa y registra.
En otros tubos de ensaye, coloca un trozo de cada objeto, agrega 4 ml de ácido sulfúrico
a cada uno, toma cada tubo con las pinzas y calienta con precaución durante 30
segundos en la flama. Observa antes y después de calentar. Registra.
Precaución: El ácido sulfúrico es muy corrosivo calienta con mucho cuidado.
Repite el paso anterior agregando dióxido de sodio en lugar de ácido sulfúrico.
Conserva las precauciones
Precaución: El dióxido de sodio es muy corrosivo calienta con mucho cuidado.
PH
Papel indicador
Objetos plásticos
H2SO4
Ácido Sulfúrico
Objetos plásticos
Figura 24
45
NaOH
Hidróxido de sodio
Objetos plásticos
Hipótesis
Ahora que conoces el procedimiento para realizar el experimento, elabora tu hipótesis a
partir de la siguiente pregunta.
¿Por qué muchos utensilios son de “plástico” y no de metal?
EN ESTE MOMENTO PUEDES LLEVAR A CABO
EL EXPERIMENTO
Registro de observaciones
Objeto
Apariencia
Física
Humedad
Prueba a la flama
Ácido
sulfúrico
Hidróxido
de sodio
Experimento II
Objetivo: Preparar un polímero para conocer sus propiedades y usos.
¿Qué necesitas?
Materiales
1 Probeta de 100ml
1 Agitador de vidrio
1 Molde
1 Vaso de precipitados de 250ml
Sustancias
100g de Resina MC-40 cristal
35 Gotas de catalizador
Prevención y seguridad
La indicada para trabajar en el laboratorio y para el material de vidrio.
Resina MC-40 cristal.- Sustancia tóxica evítese su inhalación, ingestión y contacto con
piel y ojos.
46
Catalizador.- Sustancia inflamable y potencialmente explosiva cuando se expone al calor
o impacto, manéjese con cuidado Tóxica, evítese su inhalación y contacto con piel y
ojos.
¿Cómo hacerlo?
Mide la capacidad de molde con agua y la probeta para determinar la cantidad de resina
que se requiere.
Coloca en un vaso de precipitados la resina MC-40 cristal necesaria para el molde y
agrégale las gotas de catalizador considerando que por cada 25ml de resina se
requieren 12 gotas de catalizador de reacción. Mezcla con el agitador evitando la
formación de burbujas.
Figura 25
Precaución: Al mezclar las sustancias se liberará gran cantidad de calor, ten cuidado
con el vaso, puede estar caliente.
Vacía inmediatamente al molde, el cual deberá estar acomodado de manera que no se
derrame la mezcla.
Después de 30 a 60 minutos toca la resina para verificar que ya no esté pegajosa y de
ser así, desmolda.
Para que tengas una guía en tus observaciones, te anexamos un cuestionario, en el cual
te puedes apoyar.
Hipótesis
Una vez que te haz dado cuenta en qué consiste el experimento, elabora una hipótesis
en la que predigas el producto que obtendrás al combinar las sustancias. ¿Cuál sería su
utilidad?
47
AHORA REALIZA EL EXPERIMENTO Y COMPRUEBA
SI TU HIPÓTESIS ES CORRECTA.
Registro de observaciones
¿Qué sucede al agregar el catalizador?
¿Qué aspecto tiene la mezcla al vaciarse el molde?
¿Qué aspecto tiene al desmoldar?
Cuestionario de reflexión
1.- A partir de los resultados explica por qué cada material se usa de diferentes formas?
2.- De acuerdo a su comportamiento, ¿Cuál sustancia es menos degradable?
3.- A partir del comportamiento de la resina, señala en que momento ocurre la reacción
de polimerización.
48
Conclusiones
Considera el cuestionario de reflexión al contrastar tus hipótesis con tus resultados y
elabora tus conclusiones.
49
RECAPITULACIÓN
Una vez que hayas observado con atención es siguiente esquema, elabora una síntesis
sobre los conceptos más relevantes del capítulo.
FUERZAS INTERMOLECULARES Y
MACROMOLECULARES SINTÉTICAS
se dividen en
FUERZAS
INTERMOLECULARES
a partir
del
MACROMÓLECULAS
SINTÉTICAS
son
y su
y las
aplicado
en
PUENTES DE
HIDRÓGENO
FUERZAS DE
LONDON
SÓLIDOS
FUERZAS
DIPOLO-DIPOLO
POLIMERIZACIÓN
que puede
ser por
PROPIEDADES
a partir
de
la
se clasifican en
NATURALEZA
MODELO
CINÉTICO
MOLECULAR
y
POLÍMEROS
a partir
de los
donde
su
ELASTÓMEROS
ADICIÓN
FIBRAS
SÓLIDOS
- Nylon (66)
LÍQUIDOS
CONDENSACIÓN
Consiste
en
dada
por
PLÁSTICOS
−
Termoplásticos
LÍQUIDOS
ESTRUCTURA
puede ser
SUMA DE
MONÓ-MEROS
REACCION DE
MONÓMEROS
GASES
PRIMARIA
SECUNDARIA
50
ACTIVIDADES INTEGRALES
En este apartado podrás aplicar los conocimientos que adquiriste a lo largo de este
capítulo, por lo que te invitamos a que realices las siguientes actividades.
1.- Completa la siguiente tabla, con la información que te pide.
EJEMPLO
ESTADO DE AGREGACIÓN
MOLECULAR DE LA
MATERIA
PROPIEDAD QUE LO
CARACTERIZA
ENLACE O FUERZA
INTERMOLECULAR
ALCOHOL
ETÍLICO
MIEL
Coloide
− No se difunde fácilmente
− Es comprensible
− Fuerzas London
AZÚCAR
ALUMINIO
− No es compresible
− Toma la forma del recipiente
que lo contiene
REFRESCO
ACETONA
DIAMANTE
− Enlace Covalente
− Fuerzas dipolodipolo.
Sólido
51
2.- Completa la la tabla, según la información que te pide.
EJEMPLO
RECIPIENTE DE
TOPPERWARE
TIPO DE POLÍMERO
MATERIA PRIMA
MONÓMEROS O
POLÍMEROS
− Termoplástico
− Polímero de adición
LLANTAS PARA
AUTÓMOVIL
Nylon 66
PLASTILINA
− Elastómero
Copolímero
− Polímero
ESPONJA DE COJÍN
SUELA DE ZAPATO
SINTÉTICA
PRÓTESIS
− Polímero de
Condensación
− Propileno
− Monómero
MICA DE
CREDENCIAL
52
AUTOEVALUACIÓN
Dentro de esta sección podrás comparar los resultados que obtuviste de las Actividades
Integales y, así, podrás identificar que temas o sistemas no fueron lo suficientemente
claros.
1.EJEMPLO
ESTADO DE AGREGACIÓN
MOLECULAR DE LA MATERIA
ALCOHOL
ETÍLICO
Líquido
PROPIEDAD QUE LO
CARACTERIZA
− Se difunde fácilmente.
− Es comprensible.
ENLACE O FUERZA
INTERMOLECULAR
MIEL
Coloide
− No se difunde fácilmente
− Fuerzas London
− Fuerzas London
AZÚCAR
Sólido
− Tiene forma definida
− No fluye
− Enlace Covalente
− Fuerzas London
ALUMINIO
Sólido
− Tiene forma definida
− Fuerzas London
− Fuerza Metálica
REFRESCO
Líquido
ACETONA
Líquido
DIAMANTE
Sólido
− Se difunde fácilmente
− Toma la forma del recipiente
que lo contiene
− Toma la forma del recipiente
− Fluye fácilmente
− Punto de Ebullición bajo
− Tiene forma definida
− No se comprime
− No fluye
53
− Fuerzas London
− Fuerzas London
− Enlace Covalente
− Fuerzas dipolodipolo.
2.EJEMPLO
TIPO DE POLÍMERO
MATERIA PRIMA
MONÓMEROS O
POLÍMEROS
RECIPIENTE DE
TOPPERWARE
− Termoplástico
− Polímero de adición
− Propileno
− Monómeros
LLANTAS PARA
AUTÓMOVIL
− Elastómero
− Polímero de
Condensación
− Nylon 66
− Polímero
PLASTILINA
− Elastómero
− Cloruro de Vinilo
− Polímero
ESPONJA DE COJIN
− Polímero de adición
− Benceno
− Elastómero
Copolímero
− Polímero
SUELA DE ZAPATO
SINTÉTICA
− Polímero de
Condensación
− Nylon 66
− Polímero
PRÓTESIS
− Termoplástico
− Polímero de adición
− Propileno
− Polímero
MICA DE
CREDENCIAL
− Polímero de
condensación
− Etileno
− Monómero
54
CAPÍTULO 2
MACROMOLÉCULAS
NATURALES
2.1 BIOMOLÉCULAS
2.2 CARBOHIDRATOS E HIDRATOS DE CARBONO
2.2.1
2.2.2
2.2.3
2.2.4
Monosacáridos
Anómeros
Disacáridos.
Polisacáridos
2.3 LÍPIDOS
2.3.1 Ácidos Grasos
2.3.2 Acilglicéridos
2.3.3 Fosfoglicéridos
2.3.4 Ceras
2.3.5 Terpenos
2.3.6 Esteroides
2.4 PROTEÍNAS
2.4.1 Aminoácidos
2.4.2 Enlace Peptídico
2.4.3 Clasificación de las proteínas
2.4.4 Estrutura de las Proteínas
55
PROPÓSITO
En este capítulo identificarás las Macromoléculas Naturales; esto lo
lograras a través de actividades en las cuales podrás reflexionar sobre los
contenidos y poner en práctica los conocimientos asociados, así mismo,
realizando un experimento sobre las biomoléculas; todo lo anterior te
servirá para comprender la importancia que juegan dichas moléculas en
los procesos vitales de los seres vivos.
57
CAPÍTULO 2. MACROMOLÉCULAS NATURALES
2.1 BIOMOLÉCULAS
Se conocen como biomoléculas constituyentes de nuestras células que tienen la
capacidad de preservar la vida. Es importante mencionar que necesitaríamos de todo un
tratado para poder mostrarte una pequeña parte de las biomoléculas conocidas, pero
existen varios grupos de biomoléculas que tienen características comunes y que
intentaremos darte a conocer.
En particular, abordaremos los compuestos conocidos como carbohidratos, lípidos y
proteínas que podrán darte un panorama para comprender cuál es tu constitución
química.
Dada una variedad de biomoléculas se presenta una gran cantidad de isómeros
(moléculas con igual forma pero distinta estructura), particularmente isómeros ópticos.
La isomería óptica aparece por la presencia de carbonos con geometría tetraédrica
enlazadas a cuatro grupos radicales diferentes, que pueden distribuirse de dos formas,
una llamada Dextrógira (D) y otra Levógira (L). Ejemplo de este tipo de isómero son
superpuestas:
Espejo
CHO
|
H–C–OH
|
CH2OH
D-Gliceraldehído
Espejo
CHO
|
OH–C–H
|
CH2OH
L-Gliceraldehído
COOH
|
H–C–NH 2
|
CH3
COOH
|
NH2 –C–H
|
CH3
D-Alanina
L-Alanina
Se puede hacer una comparación de lo anterior con tus manos, ambas tiene la misma
|utilidad pero no son iguales es la imagen en el espejo de la otra y no son superponibles.
59
Los dos ejemplos anteriores tienen un átomo central de carbono que está enlazado a
grupos direfentes y su imagen no es superpuesta como el caso de tus manos.
Lo anterior es aún más evidente con las siguientes figuras “tridimensionales”:
espejo
CHO
H
C
CHO
OH
OH
CH2OH
C
H
CH2OH
D-Gliceraldehído
L-Gliceraldehído
Los isómeros D y L se conocen como enantiómeros y como uno de ellos es común que
se presente en los sistemas de los seres vivos, pueden hacerse de nuevo la
comparación con tus manos ya que normalmente utilizas preferentemente una de tus
manos. Así mismo las células utilizan el enantiómero D en los carbohidratos, los
enantiómeros L en los lípidos y las proteínas, aunque en ambos casos se presentan
excepciones.
60
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Consulta las etiquetas de composición de alimentos procesados que tengas en casa y
realiza una lista de los componentes que contienen, y anotalos en este espacio.
61
2.2 CARBOHIDRATOS
Los carbohidratos son moléculas que tienen la característica muy notable de ser las
células comunes en los seres vivos, esto es, se encuentran en todo tipo de células y en
muchas ocasiones el volumen celular total contiene hasta 80% de carbohidratos, como
el caso de algunas células vegetales.
Muchos de los materiales comunes para nosotros contienen cantidades considerables
de carbohidratos, como el papel que constituye este capítulo (celulosa) o la tela de
mucha ropa (celulosa). Asimismo, algunos alimentos son ricos en carbohidratos,
especialmente en almidón, tales como papas, tortillas, galletas, pan, etc. y muchos otros
contienen carbohidratos más simples como la lactosa (leche), la sacarosa (azúcar de
caña) o la maltosa (malta). Incluso existen algunos alimentos con carbohidratos de gran
tamaño como el glucógeno (hígado y carne).
Cabe mencionar que los carbohidratos cumplen fundamentalmente dos tipos de
funciones dentro de un organismo estructural y de reserva. Los estructurales tienen la
misión de sostener, en algunos casos en las plantas, grandes estructuras y los de
reserva son los que van a proporcionar energía o serán almacenados para formar, a
partir de ellos, otras moléculas de utilidad para las células.
Antes de acercar de lleno al conocimiento de las estructuras, vale la pena mencionar
que los carbohidratos son conocidos con varios nombre debido a que muchos de ellos
tienen sabor dulce, el término de sacáridos que proviene del griego sákkaros significa
“azúcar o dulzura” también es empleado para designarlos, asimismo, también se utiliza
la palabra glúcidos para nombrarlos ya, que cuando se unen lo hacen mediante un tipo
de enlace conocido como glucósidico.
Hasta aquí mencionamos algunas cualidades de los carbohidratos pero aún no hemos
tenido la oportunidad de conocerlos adecuadamente, y aunque es difícil poder
establecer en un solo tipo todas las estructuras y funciones de los carbohidratos,
trataremos de reconocer a los principales monosacáridos, disacáridos y polisacáridos,
los primeros funcionan como monómeros para formar estructuras más complejas.
2.2.1 MONOSACÁRIDOS
Todos los monosacáridos simples tienen la fórmula empírica general (CH2O)n, en donde
n es cualquier número entero desde 3 hasta 9 (de ahí su nombre de carbohidratos o
hidratos de carbono). Independientemente del número de carbonos que contenga,
pueden clasificarse en una de dos clases generales: aldosas o cetosas. La terminación
OSA es empleada en la nomenclatura de los carbohidratos.
62
H
Las aldosa
cetosas
poseen
el
grupo funcional aldehído (C
), mientras que las
O
O
tienen el grupo funcional cetona ( - C - ). Los monosácaridos más simples, de acuerdo
con lo anterior, son: el gliceraldehído y la dihidroxiacetona (en ambos la fórmula empírica
general es (CH2O)3.
H
Digliceraldehído (una
aldosa)
2,3 Dihidroxipropanal
C
H
CH2OH
O
C
OH
C=O
Dihidroxiacetona
(una cetosa)
1,3 - Dihidroxi - 2 propanona
CH2OH
CH2OH
A continuación te presentamos un ejemplo de monosacáridos (aldosas y cetosas) y
algunas de sus características:
Aldosas
Fórmulas Semiestructurada
CHO
~
H  C  OH
~
CH2 OH
Gliceraldehído
(Aldotriosa)
O
OH
~~
~
CH  CH  CH2  OH
CHO
~
H  C  OH
~
H  C  OH
~
CH2 OH
Eritrosa
(Aldotetrosa)
O
OH OH
~~
~
~
CH  CH  CH  CH2  OH
63
CHO
~
HO  C  H
~
HO  C  H
~
H  C  OH
~
H  C  OH
O
OH OH
~~
~
~
CH  CH  CH  CH  CH CH2  OH
~
~
OH OH
CH2 OH
Manosa
(Aldohexosa)
Cetosas
CH2 OH
~
C=O
~
CH2 OH
Dihidroxiacetona
(Cetotriosa)
CH2 OH
~
C=O
~
H  C  OH
~
CH2 OH
Eritrulosa
(Cetotetrosa)
Fórmulas Semiestructurada
O
~~
CH2 C  CH2  OH
~
OH
O
~~
CH2  C  CH  CH2  OH
~
~
OH
OH
64
CH2 OH
~
C=O
~
HO  C  H
~
H  C  OH
~
H  C  OH
~
CH2 OH
Fructosa
(Cetohexosa)
O
OH OH
~~
~
~
CH2  C  CH  CH  CH CH2  OH
~
~
OH
OH
Cabe aclarar que estas estructuras cumplen con la fórmula empírica general (CH2O)n,
en donde n= 3 para las triosas (3 carbonos), n=4 para tetrosas (4 carbonos), n = 5 para
pentosas (5 carbonos), y n = 6 para hexosas (6 carbonos). En cualquiera de los casos
se añade al prefijo aldo (para aldosas), así por ejemplo, la ribosa es una aldeopentosa,
mientras que la fructosa es una cetohexosa.
Si observamos la fructosa comparada con la glucosa, notaremos que tiene la misma
fórmula empírica pero diferente grupo funcional y por lo tanto son isómeros funcionales.
Por otro lado la glucosa galactosa y manosa también tiene la misma fórmula empírica y
además, el grupo funcional; a este tipo de isómeros se les conoce como diastereómeros
o estereoisómeros.
En cuanto a su constitución química, y de acuerdo con tus conocimientos anteriores,
puedes notar que las aldosas y las cetosas son en realidad polihidroxialdehidos o
polihidroxicetonas, respectivamente.
2.2.2 ANÓMEROS
Una cualidad muy especial de los carbohidratos es su reactividad química, la cual se
debe principalmente a sus grupos aldehido o cetona. El químico alemán Emil Fisher
descubrió que las pentosas y hexosas, aún estando cristalizadas se convierten en una
forma cíclica y podrían encontrarse en cualquiera de 2 formas isómericas llamadas D o
E. A estas dos formas cíclicas se les conoce como anómeros.
65
Observa estas formas cíclicas descubiertas por Fisher de algunos monosacáridos:
Glucosa
CH2OH
|
C – O
|
H
OH H
|
|
C – C
|
|
H
OH
H
C
HO
CH2OH
|
C – O
|
H
OH H
|
|
C – C
|
|
H
OH
H
H
C
C
OH
OH
D
Anómero D de la Glucosa
(o simplemente D - glucosa)
OH
E
C
H
Anómero E de la Glucosa
(E- glucosa)
Fructosa
CH2OH
O
C
OH
_
C
_
H
O
OH
C
C
H
_
C _
OH
H
CH2OH
CH2OH
C
H
_
C _
OH
H
OH
D -Fructosa
OH
_
C
_
H
CH2OH
E -Fructosa
Ribosa
CH2OH
O
H
C
H
CH2OH
C
H
_
C _
OH
H
_
C
_
OH
O
OH
C
OH
H
D -Ribosa
C
H
_
C _
OH
OH
_
C
_
OH
E -Ribosa
66
H
El mismo Fisher representó las estructuras anteriores de una forma más simple,
considerando sólo la proyección de los grupos - OH hacia arriba o abajo del anillo
formado y los átomos de carbono como las aristas o ángulos en la figura:
GLUCOSA
D
CH2OH
FRUCTOSA
E
CH2OH
O
D
CH2OH
E
CH2OH
CH2OH
O
CH2OH
D
RIBOSA
E
CH2OH
CH2OH
O
O
Podrás notar que la diferencia entre los anómeros D y E de las estructuras anteriores
sólo reside en la posición de uno de los grupos - OH de la molécula.
La importancia de reconocer los anómeros D o E reside en que el hidroxilo presente, en
dicha posición, la posibilidad de reaccionar con otro monosacárido para formar enlaces y
producir disacáridos o polisacáridos.
La posición D o E puede ser determinante en la función de un polisacárido ya que
comúnmente las uniones D aparecen en polisacáridos de reserva y las E en los
estructurales.
Algunos otros ejemplos de estructuras cíclicas de monosacáridos son las siguientes:
GALACTOS
D
CH2OH
MANOSA
E
CH2OH
XILOSA
E
D
CH2OH
CH2OH
67
D
CH2OH
E
CH2OH
2.2.3 DISACÁRIDOS
Los monosacáridos tienen la propiedad de reaccionar fácilmente con alcoholes para
formar un nuevo tipo de enlace llamado éter.
CH2OH
CH2OH
+ H2O
+ CH3OH
Metanol
D - glucosa
O - CH3
Éter
metil -E- glucosa
CH2OH
Éter
CH2OH
CH3
+ CH3OH
Metanol
E - glucosa
metil -E- glucosa
En partícular este enlace se llama glucosídico cuando la unión se forma entre un
monosacárido y otra molécula que puede ser un alcohol u otro monosacárido.
Enlace glucosídico
CH2OH
CH2OH
CH2OH
CH2OH
+
D-
+H
D-
Maltosa
(Un disacárido)
68
La maltosa es un disacárido de sabor dulce que se encuentra en forma natural en
muchos vegetales y esencialmente en algunas frutas, en algunos casos puede ser
producido por hidrólisis de almidón (un polisacárido) en la fabricación de miel de maíz.
Otros ejemplos de disacáridos naturales son:
CH2OH
CH2OH
CH2OH
Lactosa
Isomaltosa
CH2
CH2OH
Celobiosa
CH2OH
Sacarosa
CH2OH
CH2OH
CH2OH
Los disacáridos anteriores pueden obtenerse de células vegetales con excepción de la
lactosa que es de origen animal. La isomaltosa generalmente se encuentra combinada
con la maltosa, y pueden producirse ambas por hidrólisis de almidón, la Celobiosa puede
aparecer como un subproducto de la hidrólisis de la celulosa, la lactosa es el “azúcar de
la leche” y, además, es el principal carbohidrato durante la lactancia de bebés y la
sacarosa es aquella que normalmente conoces como “azúcar” aunque en realidad ésta
es una mezcla de sacarosa con algunos otros disacáridos y trisacáridos.
La mayoría de los disacáridos son dulces y, precisamente, pueden emplearse a nivel
industrial como endulzantes. Además, los monosacáridos y los polisacáridos de reserva
proporcionan grandes cantidades de energía a nuestras células y en general a todos los
organismos.
69
Debido a que el exceso de carbohidratos en nuestra dieta provoca la formación de
grandes depósitos de lípidos (obesidad) combinado esto, a nuestra vida sedentaria y a
una serie de condiciones fisiológicas y genéticas, se han desarrollado algunos
edulcorantes artificiales que producen poca energía (y por lo tanto pocos lípidos) para
“endulzar” algunos productos, en la siguiente figura podrás observar las estructucturas
de tres de ellos y notarás que tienen diferentes características a las de los carbohidratos.
N-H
S
O
O
NH2 O H H O
_
__ _ _ __
H C C N C C O CH3
_
_
CH2
CH2
_
_
COOH
Aspartame
H O
_
__ - Na+
NSO
__
O
Ciclamato de
Sodio
(Canderel ó
Nutrasweet)
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
1. Investiga las estructuras y las funciones de algunos otros disacáridos.
2. Investiga las ventajas y desventajas del uso de edulcorantes artificiales
2.2.4 POLISACÁRIDOS
Los polisacáridos son, en comparación con monosacáridos y disacáridos, mucho más
frecuentes, ya que se encuentran prácticamente en todo tipo de células y en diferentes
formas, como polímeros de distintos monosacáridos, pero siempre con la finalidad de
mantener una cierta cantidad de energía de reserva como en los “polisacáridos de
reserva” o “proporcionar firmeza suficiente para soportar el peso de grandes cantidades
de tejido vivo y mantener a las células en condiciones de soportar cambios atmosféricos
o de medio ambiente, a estos últimos se les conoce como polisacáridos estructurales”.
70
a) Polisacáridos de reserva
Existe una variedad relativamente pequeña de polisacáridos de reserva, en las células
vegetales se encuentra el almidón pero en otros vegetales hay insulina, dextranos,
arabinanos, xilanos, mananos, agar, etc., en células animales y bacterianas se
encuentran particularmente el glucógeno, estos polisacáridos de reserva tienen
estructuras repetitivas de un solo tipo de monosacárido con la finalidad de que un
momento determinado, debido a su hidrólisis, la concentración del monosacárido que
contiene se incremente y pueda obtener energía a partir de él o en caso contrario
cuando existe energía suficiente en la célula y el monosacárido se encuentra en alta
concentración, se vuelve a formar el polisacárido.
b) Almidón y Glucógeno
El almidón es una mezcla de dos polímeros que contienen solamente D glucosa, estos
dos polisacáridos son la amilosa y la amilopectina.
La amilosa es un polímero lineal donde sólo hay enlaces glusídicos D:
CH2OH
Amilosa
CH2OH
CH2OH
CH2OH
CH2OH
CH2OH
Enlaces glucosídicos D
Las cadenas de amilosa pueden extenderse hasta tener cientos de moléculas de
glocusa alcanzando pesos moleculares de hasta 150,000 (Aprox. 1000 moléculas de
glucosa). Una propiedad de la amilosa es el tomar una estructura tridimensional de tipo
helicoidal y de producir una coloración azul en presencia de soluciones de iodo (lugol).
71
La amilopectina se diferencia de la anterior en que contiene una serie de ramificaciones
sobre la cadena lineal original de amilosa:
CH2OH
CH2OH
CH2OH
Amilopectina
CH2OH
CH2OH
CH2OH
CH2OH
CH2OH
En general los almidones presentan un 20 a 25% de amilosa y el resto de amilopectina
aunque algunos cereales como el arroz, sorgo, y maíz contienen exclusivamente
amilopectina.
El glucógeno (llamado también almidón animal) se encuentra en tejidos animales y en
células bacterianas es un polisacárido de estructura muy similar a la amilopectina, en
realidad sólo se diferencia de ella en que las ramificaciones aparecen cada 8 a 12
unidades de glucosa (muy ramificado) y su peso molecular puede alcanzar hasta 16
millones (alrededor de 100 000 moléculas de glucosa) y en presencia de iodo presenta
una coloración café rojizo.
Si tuvieramos un gran microscopio donde pudiéramos comparar las estructuras de
amilopectina y glucógeno observaríamos lo siguiente:
Amilopectina (poco ramificado) Glucógeno (muy ramificado).
En los demás polisacáridos de reserva encontramos características similares a la
amilosa como en el caso de la insulina que es un polisacárido lineal de fructosa unida
mediante enlaces glucosídicos E o en la mananos que son polímeros lineales de manosa
con enlaces glucosídicos D.
c) Polisacáridos Estructurales
La variedad de los polisacáridos estructurales es mucho mayor que la de los de reserva,
esto se debe a que en muchos casos existe una gran asociación entre varios de ellos
para formar una estructura particular. En este caso existen algunos que contienen dos o
más monosacáridos diferentes en su composición. Tal como lo mencionamos con
anterioridad, estos polisacáridos forman estructras rígidas que dan forma y fuerza a
muchas células, la cual sirve para proporcionar energía a una célula.
72
Algunos ejemplos de estos polisacáridos estructurales son:
Celulosa
La celulosa es un polisacárido que contiene E glucosa unida mediante enlaces
glucosídicos E y es un polímero lineal que puede estar formado de varios miles de
moléculas de glucosa.
CH2OH
CH2OH
CH2OH
celulosa
Enlace Glucosídico
La naturaleza utiliza a la celulosa para dar fuerza y rigidez a las plantas. La madera, al
heno y el algodón están constituidos principalmente por celulosa aunque se encuentra
mezclada con otros polisacáridos como hemicelulosa, pectina y extensina y otros
polimeros (no carbohidratos) como la lignina. Algunas sintéticas como el rayón son
derivados de la celulosa.
Quitina
En muchos organismos invertebrados (por ejemplo langostas e insectos) no existen
huesos que puedan sostener sus estructuras, sin embargo la quitina tiene la función de
sostener dichos organismos, también se encuentra en paredes celulares de hongos y
levaduras, tiene una estructra muy similar a la celulosa, sólo que en lugar de la glucosa
contiene un derivado de ella que se denomina N - acetil - glucosamina formando largas
cadenas lineales de miles de moléculas del monosacárido mencionado.
CH2OH
CH2OH
CH2OH
Quitina
NH
_
C
// \
O CH3
NH
_
C
// \
O CH3
Unidad de N - acetil: glucosamina
NH
_
C
// \
O CH3
Enlace glucosídico E
73
Además de los anteriores existe una gran cantidad de polisacáridos estructurales como
el Ácido Hialurónico que conjuntamente con los sulfatos de condroitina y queratano, el
dermatano y otros forman cubiertas celulares en células animales con la finalidad de dar
fuerza y resistencia a dichas células.
Otro polisacárido importante es el peptidoglucano (también llamado mureína) que dá
forma a las paredes celulares bacterianas.
¿Cuál es la importancia de los polisacáridos estructurales en
los tejidos animales, si éstos no contienen paredes celulares?
74
EXPLICACIÓN INTEGRADORA
Como recordarás, los...
CARBOHIDRATOS
son
CÉLULAS EN LOS
SERES VIVOS
se dividen en
MONOSACÁRIDOS
ANÓMEROS
DISACÁRIDOS
POLISACÁRIDOS
son
se clasifican en
unión entre
ISÓMEROS
su función es
de tipo
ALDOSA
ESTRUCTURAL
CETOSA
ALFA
RESERVA
BETA
su grupo funcional
es
consiste en
se encarga de
SOSTENER
ALMACENAR Y
PROPORCIONAR
ENERGÍA
ALDEHÍDOS
H
C
O
MONÓMERO
Y OTRA
MOLÉCULA
se emplea
como
ENDULCORANTE
RESERVA
CETONA
O
C
son
ESTRUCTURAS
REPETIDAS
DE UN MONÓMERO
75
puede ser
de tipo
ALMIDÓN Y
GLUCÓGENO
ESTRUCTURALES
se compoenen de
MONOSACÁRIDOS
DIFERENTES
2.3 LÍPIDOS
Los lípidos se caracterizan por ser generalmente insolubles en agua y solubles en
solventes de baja polaridad. Contiene estructuras hidrocarbonadas (similares a alcanos
y alquenos) que producen una gran variedad de tipos y formas entre los que se
encuentran los acilglicéridos, los fosfogliceridos, las ceras, los terpenos y los esteroides.
Una característica distinta de algunos de estos tipos de lípidos es la presencia de ácidos
grasos en sus estructuras.
2.3.1 ÁCIDOS GRASOS
Los ácidos grasos presentes en los lípidos naturales se denominan “grasos” debido que
sus cadenas carbonadas son largas y normalmente hidrofóbicas, pero además
contienen la función química ácida (-COOH) que tiene gran solubilidad en agua. Puede
presentarse en dos formas, con dobles enlaces (insaturados) o sin ellos (saturados).
Tabla 7. Algunos Ácidos grasos en los seres vivos
Ácidos grasos saturados
Ácido láurico
Ácido mirístico
Ácido palmítico
Ácido esteárico
Ácido araquídico
Ácido behénico
Punto de fusión (´C)
CH3(CH2)10 COOH
CH3(CH2)12 COOH
CH3(CH2)14 COOH
CH3(CH2)16 COOH
CH3(CH2)18 COOH
CH3(CH2)20 COOH
Ácidos grasos insaturados
Ácido palmitoleico
Ácido oleico
Ácido linoleico
Ácido linolénico
Ácido araquidónico
CH3(CH2)5 CH=CH(CH2)7 COOH
CH3(CH2)7 CH=CH(CH2)7 COOH
CH3(CH2)4 (CH=CH-CH2)2 (CH2)6 COOH
CH3CH2 (CH=CH-CH2)3 (CH2)6 COOH
CH3(CH2)4 (CH=CH-CH2)4 (CH2)2 COOH
44
54
63
70
75
80
Punto de
fusión (‘ C)
-0.5
13.4
-5
-10
-50
Si observas la tabla anterior notarás que los puntos de fusión de los ácidos grasos
saturados están por encima de nuestra temperatura ambiente mientras que los
insaturados están por debajo, esto es indicador que los lípidos que contienen ácidos
grasos saturados normalmente son sólidos (manteca de cerdo) mientras que si contiene
insaturados son líquidos (aceite vegetal). En muchos casos hay mezclas donde la
temperatura de fusión estará dada por el promedio de las temperaturas de fusión
individuales.
En todos los casos, las cadenas de carbono no están ramificadas por ejemplo el ácido
esteárico es el ácido octodecanoico (revisa el fascículo 2 de Química II). Las
temperaturas de fusión aumentan al incrementar el número de carbonos y disminuye al
aumentar el número de insaturaciones.
76
Los ácidos grasos al reaccionar con los alcoholes forman ésteres.
CH3(CH2)14COOH + CH3OH
Ácido Palmítico
CH3(CH2)14 - C
O enlace tipo
éster
O - CH3 + H2O
Metanol
Palmitato
metil
Esta reacción es de gran importancia debido a que para la formación de algunos lípidos
los ácidos grasos producen ésteres al reaccionar con alcoholes.
Los ésteres de ácidos grasos pueden hidrolizarse con una base fuerte (por ejemplo
NaOH) para producir jabones:
Esto es una caraterística importante de los ácidos grasos ya que al formar una sal con
un elemento metálico tiene la capacidad de arrastrar sustancias hidrofóbicas por su
parte no polar e hidrofilicas por su parte polar, además de disminuir la tensión superficial,
por lo que los jabones tienen capacidad limpiadora.
A esta reacción comunmente se le conoce como “saponificación” y es precisamente la
forma como se producen los jabones de uso cotidiano, los cuales son mezclas de varias
sales de ácido graso (saponificación de lípidos que contienen ácidos grasos).
77
2.3.2 ACILGLICÉRIDOS.
Los acilglicéridos, o simplemente glicéridos, son ésteres de ácidos grasos con el glicerol.
Según el número de ácidos grasos formando enlace éster con el glicerol existen los
monoacilglicéridos (un ácido graso), los diacilglicéridos (dos ácidos grasos) y los
triacilglicéridos, éstos últimos son los más importantes debido a que en la naturaleza son
los más abundantes.
La variedad de ácidos grasos presentes en los triacilglicéridos hace que este grupo sea
muy abundante y heterogéno ya que dependiendo de los ácidos grasos las mezclas de
triaciglicéridos pueden ser sólidos como en la manteca y la mantequilla o líquidos como
el aceite comestible y dependiendo del origen la composición también es muy variada.
Los triaciglicéridos forman depósitos en las células y su función es de reserva
energética, estos son utilizados para proporcionar energía a nuestro organismo y
después de que han sido usados las reservas de carbohidratos aunque muchos de ellos
funcionan como proveedores de cadenas hidrocarbonadas para producir otros lípidos
como fosfoglicéridos, ceras, terpenos y esteriodes.
A nivel industrial los triaciglicéridos se utilizan en la fabricación de jabones por medio de
la reacción de saponificación anteriormente mencionada.
78
2.3.3 FOSFOGLICÉRIDO
Los fosfoglicéridos difieren de los triaciglicéridos en propiedades y composición; estos
contienen ácidos grasos y glicerol, pero también contienen fosfato y un aminoalcohol.
La estructura iniciadora de todos los fosfoglicéridos es el glicerol unido al grupo fosfato
mediante enlace éster fosfórico:
Los ácidos grasos se unen mediante enlace éster a los -OH del glicerol, mientras que el
último de los componentes de los fosfoglicéridos es un aminoalcohol que por su amino
presenta una gran polaridad y debido a eso se conoce como un grupo de cabeza polar.
Tanto el grupo de amino como el fosfato presenta carga y de aquí que los
fosfoglicéridos tengan una gran polaridad y por lo tanto son “anfipáticos”, es decir tienen
una parte polar y otra no polar.
79
Debido a la anfipacidad de los lípidos, estos se agrupan entre si formando micelas.
Las Micelas son pequeñas esferas que se pueden estabilizar por largo tiempo en
soluciones acuosas tal como en el caso de la leche donde el proceso de
homogenización dispersa los lípidos formando micelas.
Los grupos de cabeza polar que contienen los fosfoglicéridos pueden ser más variados
que los presentados anteriormente aunque particularmente son frecuentes la colina y la
etanolamina. Los fosfoglicéridos que contienen colina se conocen comunmente como
“lecitinas” y los que contienen etanolamina se conocen como “cefalinas”.
De acuerdo a sus características, los fosfoglicéridos tienen una función totalmente
distinta a los acilglicéridos, en este caso son formadores de membranas celulares y de
organelos internos de una célula. Las biomembranas contienen otro componente
característico: las proteínas, más adelante tendremos la oportunidad de mencionar un
poco más su composición y estructura.
Existe un grupo de lípidos con características muy similares a los fosfoglicéridos, los
esfingolípidos, los cuales se encuentran particularmente en membranas de tejido
nervioso muscular. En este grupo la diferencia principal es la presencia de esfingosina
en lugar de glicerol como estructura iniciadora.
2.3.4 CERAS
Una cera es un éster que se distingue de los demás por la naturaleza del constituyente
alcohol y del ácido; ambos contienen cadenas hidrocarbonadas largas: las ceras son
totalmente insolubles en agua y su función es servir de cubierta química protectora en la
superficie y plantas. Las plumas de muchas aves así como la superficie de las hojas de
muchas plantas contienen una capa de cera como agente impermeable.
Palmito de miricilo
(componente principal en la cera de las abejas)
La cubierta cerosa de hojas, y frutas de las plantas previenen la pérdida de humedad y
probablemente también la oportunidad de infección.
80
Los lípidos hasta ahora mencionadas se conocen como lípidos saponificables o
complejos debido a que por la presencia del grupo éster producen jabones (sales de
ácidos grasos) cuando son hidrolizados por una base fuerte.
Los restantes grupos de lípidos no contiene ácidos, ácidos grasos esterificados son
conocidos como lípidos insaponificables ó simples e incluyen a los terpenos, esteroides
y prostaglandinas.
81
2.3.5 TERPENOS.
Los terpenos son componentes lípidos menores en las células es decir, sólo se
encuentran en concentraciones muy pequeñas y están construidos a partir de múltiples
repeticiones del hidrocarburo de cinco átomos de carbono conocido como isopreno.
Estas moléculas pueden ser lineales o cíclicas y contener un número variable de dobles
enlaces y en algunos casos encuentran grupos -OH.
Las líneas punteadas de éstas estructuras y de los demás terpenos la separación
hipotética entre las unidades de isopreno.
De acuerdo al número de unidades de isopreno que contienen los terpenos son
llamados monoterpenos (2 unidades de isopreno), sesquiterpenos (3 unidades de
isopreno), diterpenos (4 unidades de isopreno), triterpenos, (6 unidades de isopreno) y
así sucesivamente. Algunos ejemplos de esta moléculas son los siguientes:
En las plantas se ha encontrado un gran número de terpenos diferentes, muchos de
ellos proporcionan aroma y sabores característicos y son los componentes de “aceites
esenciales” de algunas plantas, así por ejemplo el Geraniol, limoneno y mentol son
respectivamente los componentes principales del aceite de geranio, limón y menta
respectivamente.
82
Algunos terpenos son también vitaminas o precursoras de la síntesis de algunas otras
como los que se presentan a continuación:
En el grupo de los terpenos, además de los anteriores, se encuentran algunas
sustancias interesantes tales como los carotenoides y las xantofilas que participan en
otras estructuras importantes en la absorción de la luz por parte de las plantas. La
vitamina A o Retinol se combina con una proteína llamada opsina para formar la
rodopsina que es importante en la captación de la luz en los ojos. El hule natural
(caucho) es un politerpeno que se encuentra en algunos vegetales.
2.3.6 ESTEROIDES
Los esteroides son lípidos que principalmente tienen la función de tipo hormonal y se
consideran como derivados del escualeno (ver estructuras de terpenos) el cual funciona
como precursor en la biosíntesis de los esteroides, particularmente del lanosterol. Tanto
los terpenos como los esteroides comparten algunas propiedades como solubilidad en
solventes órganicos, presencia de grupos alcohol o cetona y dobles enlaces carbono carbono pero los esteroides normalmente un sistema de cuatro anillos llamados
ciclopentano perhidrofenantreno.
17
12
11
16
13
1
10
2
9
15
14
8
3
7
5
4
Ciclopentanoperhídrofenantreno
(la numeración Indicada se sigue
en todos los ejemplos).
6
83
Los esteroides están presentes en todos los organismos y tienen diversas funciones. En
el ser humano sirven como hormonas sexuales, así como agentes emulsificantes de
lípidos en la digestión y transportan a través de membranas antiinflamatorias y
reguladores metabólicos, a continuación te presentamos algunos ejemplos de
O
esteroides.
Progesterona
(Hormona sexual femenina)
OH
Testosterona
(Hormona sexual masculina)
CH3
__
C CH3
CH3
CH3
CH3
O
O
Además de los naturales se han producido en buen número de esteroides sintéticos
cuya función original fue la de sustituir las deficiencias de los primeros y se descubrió
que podían funcionar como anticonceptivos, como anabólicos, como diuréticos o con
otros fines. El uso de esteroides naturales o sintéticos debe hacerse bajo control médico
para evitar algunos efectos nocivos que producen.
OH
CH3
CH3
Stanozolol
(Un esteroide sintético)
CH3
NH
N
84
Una característica interesante de los esteroides es que durante su síntesis natural casi
todos son producidos a partir del colesterol.
Escualeno
Lanosterol
Colesterol
Hormonas
sexuales
Hormonas del
crecimiento
Hormonas
vegetales
Emulsificantes
Etcétera
Además de ser precursor de diversos esteroides, el colesterol puede esterificarse
(formar un éster) por el OH de la posición 3 de su estructura con alguno de los ácidos
grasos que conocemos formando ésteres del colesterol los cuales se van depositando
en venas y arterias produciendo una enfermedad conocida como arteriosclerosis que en
condiciones graves pueden producir un infarto cardiaco. Por ellos no es recomendable el
consumo de alimentos con colesterol u otros esteroides, ya que el exceso de éste se va
acumulando hasta producir la citada enfermedad.
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Investiga el significado de los términos: anabólico, diurético, arteriosclerosis, precursor,
infarto y consecuencias.
85
EXPLICACIÓN INTEGRADORA
En este momento sabes que los. . .
LÍPIDOS
se clasifican en
ÁCIDOS GRASOS
ACILGLICÉRIDOS
que pueden ser
son
SATURADOS
son
SÓLIDOS
a
INSATURADOS
son
LÍQUIDO
S
ÉSTERES DE ÁCIDO
GRASOS CON GLICEROL
TEMPERATURA
AMBIENTE
FOSFOGLICÉRIDOS
compuesto
de
ÁCIDOS
GRASOS
su función
es
CERAS
está formado
por
FORMACIÓN DE
MEMBRANA
CELULAR
GLICEROL
FOSFATO
ORGANELO
INTERNO DE LA
CÉLULA
AMINOALCOHOL
TERPENOS
ÉSTER
ESTEROIDES
son
MOLÉCULAS
tienen
ALCOHOL
son de
tipo
ÁCIDO
DOBLE
ENLACE
LINEAL
CÍCLICA
como
GRUPO
OH
el más abundante es
su función es
siendo
son
TRIACIGLICÉRIDOS
GRASAS
HORMONAL
de
ORIGEN
ANIMAL
- hormona sexual
- reguladores metabólicos
SOLUBLES
en
SOLVENTES
ORGÁNICOS
ORIGEN
VEGETAL
como
CETONA
el
ALCOHOL
y
ÉSTERES
86
2.4 PROTEÍNAS
Las proteínas son un grupo de biomoléculas construidas por largas cadenas de
aminoácidos unidos entre sí por medio de un enlace peptídico. Dichas moléculas se
distinguen de los carbohidratos y los lípidos en muchas de sus propiedades tales como
solubilidad y reactividad, entre otras, pero sobre todo por la diversidad de funciones que
cumplen. Antes de entrar de lleno a la estructura de las proteínas mencionaremos a los
aminoácidos como unidades formadoras de las cadenas y la importancia de estos.
2.4.1 AMINOÁCIDOS.
El término de aminoácidos se aplica a aquellas estructuras que a la vez contienen los
grupos funcionales ácido (-COOH) y amino (-NH2). En la naturaleza se encuentra en un
gran número de distintos aminoácidos pero se ha visto que son 20 en particular los que
se encuentran en las proteínas.
grupo ácido
grupo amino
COOH
_
NH2  C  H
_
R
Aminoácido
(CD) (Carbono alfa)
radical
Con respecto al grupo R (radical), éste hace la diferencia entre los aminoácidos
presentes en las proteínas, los cuales son los siguientes, cabe hacer notar que se ha
encerrado en un cuadro todos los grupos -R de los aminoácidos para que puedas
reconocerlos más fácilmente, en cada uno de los amonoácidos se incluye su nombre, su
abreviatura de tres letras y el símbolo de una letra:
87
Los aminoácidos se han clasificado en varias formas, pero la clasificación que parece
tener mayor relevancia es la que los agrupa según la polaridad del grupo -R, ya que
muchos de las propiedades y la estructura de las proteínas dependen de esa polaridad.
Aminoácidos
no polares
Aminoácidos
ácidos
Alanina
Valina
Leucina
Isoleucina
Metionina
Fenilalanina
Triptofano
Prolina
Aminoácidos
polares
Aminoácidos
básicos
Ácido aspártico
Acido glutámico
Glicina
Serina
Treonina
Tirosina
Cisteína
Asparagina
Glutamina
Lisina
Árginina
Histidina
En todos los aminoácidos anteriores el grupo amino ésta unido al carbono inmediato al
grupo carboxilo, a éste se le conoce como carbono D y por tanto los anteriores son D aminoácidos.
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
1. Dibuja las estructuras de los aminoácidos agrupándolos según la polaridad del grupo
-R.
2. Identifica a los grupos funcionales que antes conocías e investiga sus características.
3. Investiga que es un aminoácido esencial.
88
Como ya se menciono, los grupos radicales les proporcionan propiedades muy
especiales a los aminoácidos, pero también los grupos amino y ácido tienen
características notables, ya que si se encuentran en solución pueden ceder ó aceptar
protones:
Estas características hacen que los aminoácidos se puedan encontrar en tres formas
anteriores, de acuerdo a las características ácidas o básicas del medio. Por ejemplo
para la alanina.
Aunque los conceptos de ácido y base los conocerás adecuadamente hasta el siguiente
curso de química, te bastará reconocer a los aminoácidos como unidades que pueden
tener carga positiva (catión), carga negativa (anión) o sin carga (iones dipolares). Esto
es importante en la estructura de las proteínas, ya que cargas contrarias se atraen y
cargas iguales se repelen en la formación de los polímeros de los aminoácidos.
89
2.4.2 ENLACE PEPTÍDICO
Cuando dos aminoácidos reaccionan entre sí, pueden unirse para formar enlace
peptídico, este enlace es en realidad una amida sustituida producida de la reacción entre
un ácido carboxílico y una amina.
En el caso de los aminoácidos:
En esta reacción se ha formado lo que se conoce como dipéptido:
A este dipéptido se le puede unir otro aminoácido para formar un tripéptido.
90
y al anterior otro aminoácido para formar un tetrapéptido y así sucesivamente se puede
formar pentapéptidos, hexapéptidos, eptapéptidos, etc.
Para que entiendas mejor acerca de la estructura de peptidos te presentamos el
siguiente depéptido con aminoácidos tomados de la lista anterior:
En los péptidos existe una serie de cualidades importantes que deben tomarse en
cuenta:
En el dipéptido anterior participan valina y cisteína pero la primera quedó con su
grupo -NH2 libre mientras que en la segunda queda su grupo -COOH libre y por lo
tanto el dipéptido se denomina valilcisteína o simplemente NH2 -Val - CyS -COOH
debido a que siempre se pone como primer aminoácido de un péptido al que tiene su
grupo -NH2 libre. Es diferente al dipéptido NH2 -CyS - VaL - COOH.
Los grupos radicales (-R) siempre estarán unidos hacia el carbono D.
Normalmente los grupos carboxilo, amino, tiol, etc. pueden tener carga.
Los enlaces C - C sencillos o C - N sencillos pueden girar libremente, pero cuando se
forma un enlace peptídico el enlace -C-N- se convierte en una estructura que ya no
puede girar.
Las cargas formadas por los grupos funcionales pueden causar atracciones o
repulsiones.
91
La polaridad de los grupos -R pueden producir la formación de puentes de hidrógeno
o interacciones entre todos los átomos de la molécula y por tanto ésta puede
doblarse o girar hasta alcanzar una configuración estable.
Lo anterior es extensivo para dipéptidos, tripéptidos, tetrapéptidos, etc.
Otro ejemplo de un péptido es el siguiente:
Contiene 6 aminoácidos y por lo tanto es un hexapéptido.
El aminoácido con un grupo -NH2 libre es la alanina de aquí que su nombre sea alanil
-glicil-seril-tirosol-aspartil-lisina o abreviado NH2-Ala-Gly-Ser-Tyr-Asp-Lys-COOH.
El acomodo de los aminoácidos de manera ordenada en un péptido o un polipéptido es
lo que se conoce como su secuencia de aminoácidos o simplemente su estructura
primaria.
De la estructura primaria de un péptido dependerá la forma que pueda tener en el
espacio y de ahí también su funcionalidad.
92
Existe un aminoácido en particular -la cisteína- que puede enlazarse a sí mismo
formando un puente covalente que puede estar dentro de una o uniendo dos cadenas de
aminoácidos distintos.
93
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Investiga y dibuja las estructuras de pequeños péptidos de importancia biológica.
La formación del enlace disulfuro es importante en la estructura de péptidos y proteínas
debido a que ésta se efectúa por el grupo -R de la cisteína y es independiente de los
peptídicos que existen en una cadena de aminoácidos.
Algunos péptidos pueden presentarse en forma libre en la naturaleza con funciones
importantes tales como la anserina y la carmosina presentes en tejidos musculares, el
glutation que es importante agente reductor para muchas células, la oxitocina, la
vasopresina, angiotensina, y la somatostatina ya que tienen funciones hormonales en
tejidos animales, la bacitrocina A y la gramicidina y la penicilina son potentes
antibióticos. Asimismo, se han encontrado algunos péptidos como neurotransmisores,
receptores membranales o inmunodepresores.
Existen péptidos sintéticos que han resultado de gran utilidad como el aspartame (ácido
Aspártico) que es un potente agente endulcolorante y que se conoce comercialmente
como nutrasweet o Equal según su presentación.
2.4.3 CLASIFICACIÓN DE LAS PROTEÍNAS
Las proteínas son polipéptidos que debido a su estructura y componentes cumplen con
una serie de funciones biológicas muy importantes. Debido a la variedad de aminoácidos
presentes es infinita la variedad de estructuras proteícas posibles.
Las proteínas pueden clasificarse utilizando diferentes criterios, uno de ellos es de
acuerdo a su estructura, otro es por su composición y uno más es de acuerdo a la
función que cumplen dentro de un organismo.
En función de su estructura las proteínas pueden ser fibrosas o globulares. Las
primeras generalmente son estructuras alargadas que contienen varias cadenas
polipeptídicas entrelazadas formando fibras, y las segundas son estructuras compactas
y casi esféricas variando hasta formas elípticas ligeramente alargadas donde el grado de
compactación depende de las propiedades de los aminoácidos que las forman.
De acuerdo con su composición, las proteínas se clasifican en simples (las que solo
contienen aminoácidos) y conjugadas, estas últimas contienen un componente no
peptídico en su estructura llamado grupo proteíco. Las proteínas conjugadas se
nombran de acuerdo a su grupo proteíco, asi hay glucoproteínas cuyo grupo proteíco es
un carbohidrato, lipoproteínas donde hay lípidos, metaloproteínas que contienen un
metal, fosfoproteínas, las cuales contienen fosfato y algunas otras.
94
La serie de funciones que pueden tener las proteínas es bastante variada. En este caso
se clasifican según la siguiente tabla:
Tabla 8. Clasificación y funcion de las proteínas
Tipo de proteína
Enzimas
Estructuras
Contráctiles
Transportadoras
Hormonas
De reserva
Toxinas
De la visión
Factores de crecimiento
Protectores
Función
Catalizador de reacciones, es decir, acelerar o disminuir la
velocidad de las reacciones catábolicas.
Dan apoyo estructural a diferentes células ó tejidos, dando
una determinada forma o rigidez.
Pueden contraerse o relajarse reversiblemente, con gran
importancia en los músculos.
Llevan alguna sustancia de un lugar a otro, por ejemplo la
hemoglobina que transporta el oxígeno a través de la
sangre.
Controlan y regulan las actividades dentro de la célula .
Sirve como almacen de aminoácidos de energía cuando
alguna célula lo requiere.
Son producidas por algún tipo de célula y causan daños a
otra especie.
Proteínas sensibles a la luz que participan en los
fenómenos asociados con la vista.
Participan en la velocidad de crecimiento y división celular.
Dan protección a un organismo en contra de moléculas
extrañas: bacterias ó virus.
Existe una cantidad aún mayor de funciones en las que participan las proteínas pero
muchas de ellas son especializadas que necesitaríamos de un texto completo para
explicarlas.
Las anteriores te bastarán para que te des una idea de la importancia de las proteínas
en el funcionamiento de los organismos.
2.4.4 ESTRUCTURA DE LAS PROTEÍNAS
A continuación abordaremos la estructura de las proteínas de acuerdo con los
aminoácidos que las componen y de las interacciones entre ellos. Dicha estructura se
agrupa en diferentes niveles que depende del grado de organización que contiene y se
conocen como estructura primaria, secundaria, terciaria y cuaternaria de las proteínas.
a) Estructura Primaria
Se conoce como estructura primaria de una proteína a la secundaria de amoniácidos
que contiene, en otras palabras la ordenación de éstos a los largo de una cadena
polipeptídica.
95
Hasta la fecha se ha podido determinar las estructuras primarias de un buen número de
proteínas de diferentes especies y se han encontrado los siguientes resultados:
No existe ninguna secuencia parcial o grupo de secuencias que sean comunes en
todas las proteínas.
Ya se han detectado todas las combinaciones posibles de dos aminoácidos
sucesivos.
Las proteínas con funciones diferentes tienen secuencias distintas, aunque suelen
existir algunas excepciones.
Las proteínas con funciones iguales tienen secuancias similares, el grupo de
variación de una secuencia a otra es mínimo, a esto de le conoce como homología
secuencial.
Las proteínas que tienen la misma función pero en diferentes organismos llamadas
proteínas homólogas tienen enormes similitudes secuenciales. Cuando las especies
son muy cercanas entre sí se ha llegado a encontrar una homología total.
Dentro de los individuos de una misma especie casi siempre existe la misma
secuencia de aminoácidos en sus proteínas.
b) Estructura secundaria
Una cadena polipeptídica contiene un esqueleto formado por aminoácidos donde
siempre se va a encontrar la siguiente ordenación N-CD-C que se repite muchas veces a
lo largo de la cadena
N - CD - C -N - CD - C - N - CD - C ......
carbono carbonílico
carbono alfa
Nitrogeno del grupo amino
En este, como entodos los casos de las estructuras tienen dimensiones y sus
representaciones en un plano no puedan reflejar fácilmente su estructura tridimensional.
La cantidad de ordenaciones que pueden tomar las cadenas de aminoácidos a lo largo
de un eje imaginario es muy grande, sin embargo se ha demostrado que,
particularmente, dos estructuras son muy comunes, a éstas se le ha llamado estructuras
D-hélice (ó simplemente D) y estructura E-laminar (ó simplemente E). Estas estructuras,
es decir la ordenación de los aminoácidos a lo largo de un eje imaginario es lo que
conoce como estructura secundaria.
La estructura secundaria se explica en función de las interacciones entre los grupos
funcionales de los aminoácidos y del tamaño de sus radicales.
96
c) Estructura terciaria
Además de la formación de láminas o estructuras helicoidales en las proteínas se puede
dar una serie de giros o curvaturas que pueden producir estructuras esféricas de las
proteínas globulares o mantener alargadas y asociadas formando a las proteínas
fibrosas.
Las estructura terciaria de una proteína se refiere precisamente a la forma en el espacio,
fibrosa o globular de las proteínas.
Las proteínas fibrosas están compuestas por la asociación de varias cadenas
polipeptídicas (que pueden tener estructura D o E) para formar una fibra que es
resistente, fuerte y generalmente tiene función estructural.
Figura 26. Representación de tres cadenas polipeptídicas enlazadas.
Dos cadenas polipeptídicos enlazadas formando una fibra (estructura terciaria), cada
una de ellas tiene sus cadenas con estructuras x helicoidal (estructura secundaria).
97
Las proteínas fibrosas generalmente son muy insolubles en agua y algunos ejemplos de
ellas son las queratinas, el colágeno, el fibrinógeno, las elastinas y las mioscinas.
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Investiga en donde se encuentran las proteínas fibrosas mencionadas.
Las proteínas globulares son mucho mas pequeñas en tamaño pero mucho más
variadas en cantidad y funciones, son proteínas globulares las enzimas, las
transportadoras y las protectoras, entre otras.
Las cadenas de aminoácidos que pueden ser D o E se curvan hasta la formación de
glóbulos que pueden ser como muestra en las siguientes figuras:
98
Figura 27. Estructura terciaria de la mioglobina.
Figura 28. Diversas conformaciones de proteínas globulares.
99
Figura 29. Interacciones comunes que estabilizan a las proteínas globulares.
La función de las proteínas globulares generalmente es muy dinámica porque pueden
estar cambiando de posiciones las interacciones que los estabilizan como son los
puentes de hidrógeno, dipolos, atracciones entre cargas contrarias, etc. Normalmente
son muy solubles en agua e insolubles en solventes de baja polaridad. Las interacciones
que los estabilizan pueden romperse por calentamiento, produciéndose polipéptidos sin
estructura definida. A este fenómeno se le conoce como desnaturalización y es muy
importante en los alimentos, ya que cuando conocemos algún alimento
desnaturalizamos sus proteínas y se hacen más digeribles ó asimilables debido a que
nuestro organismo no necesita de las proteínas tal cual, sino de los aminoácidos
contenidos en ellas.
d) Estrutura cuaternaria
Las proteínas globulares a veces se agrupan entre sí fromando conglomerados de 2 o
más estructuras. Esto es a lo que se le conoce como estructura cuaternaria de una
proteína. Por ejemplo la hemoglobina contiene 4 glóbulos o subunidades, y por lo tanto
estructura cuaternaria.
Figura 30. Representación de la estructura cuaternaria de una proteína.
Cada subunidad contiene un grupo hemo que funciona como transportador de oxígeno
en la sangre.
100
EXPLICACIÓN INTEGRADORA
No olvides que las ...
PROTEÍNAS
se originan a
partir de
son
CADENAS DE
AMINOÁCIDOS
AMINOÁCIDOS
formados
por
ENLACES
PEPTÍDICOS
se
ENLACES
PEPTÍDICOS
se dividen en
CLASIFICAN
ESTRUCTURAS
de tipo
se presentan
cuando reaccionan
por su
PRIMARIA
se clasifican en
GRUPOS
FUNCIONALES
influyen en la
formación de
AMINOÁCIDOS
ENTRE SÍ
SECUNDARIA
TERCIARIA
TEJIDOS
MUSCULARES
como son
CUATERNARIA
ÁCIDO
( -COOH )
AMINO
( -NH2 )
ESTRUCTURA
NO POLARES
COMPOSICIÓN
ya que son
FUNCIÓN
se clasifican
como
POLARES
FIBROSAS
GLOBULARES
SIMPLES
CONJUGADAS
de forma
con forma
contienen
tienen
componentes
ESFÉRICA
AMINOÁCIDOS
BÁSICOS
ÁCIDOS
ALARGADA
NO PEPTÍDICOS
101
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 8
“BIOMOLÉCULAS”
Objetivo
Identificar carbohidratos, lípidos y proteínas en diferentes alimentos mediante reacciones
especificas para clasificar los alimentos según sus nutrientes.
Cuestionario de conceptos antecedentes
1) ¿Qué son las biomoléculas?
2) ¿Cuáles son las biomoléculas?
3) ¿Cómo se forman los enlaces glucosídico y peptídico?
Experimento I
Objetivo
Extraer los carbohidratos de muestras de alimentos para identificarlos en el laboratorio.
Hipótesis
Redactar una hipótesis que involucre la presencia de carbohidratos en los alimentos.
_______________________________________________________________________
102
¿Qué necesitas?
Materiales
1 mortero con pistilo
5 vasos de precipitado de 100 ml
1 probeta de 50 ml
2 probetas de 5 ml
2 pipetas de 5 ml
1 mechero de alcohol
1 soporte universal
1 anillo metálico
1 tela de alambre de asbesto
1 embudo de reparación de 125 ml
1 embudo talle corto
1 agitador de vidrio
2 tubos de ensaye 10x100 mm.
3 tramos de papel filtro de poro
grande
☞ 2 probeta de 10 ml
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
Sustancias
☞ 10 ml de disolución de cloroformo-etanol
111
☞ 5 ml de hidróxido de sodio 2N
☞ 5 ml de Reactivo de Biuret
☞ 2 ml de lugol
☞ 50 g. de arroz
☞ 1 huevo
☞ 1 papa
☞ 1 aguacate
☞ 50 ml de leche
☞ 1 barra de chocolate
Prevención y seguridad
La indicada para el trabajo con material de vidrio y mechero de alcohol.
Cloroformo.- Líquido incoloro, volatil inflamable y muy tóxico. Su inhalación provoca
náuseas, dolor de estómago e inconciencia por sus propiedades anestésicas. Los
vapores irritan los ojos causando conjuntivitis es venenoso si se ingiere.
Etanol.- Líquido incoloro muy volatil inflamable de olor agradable, poco tóxico por
ingestión.
Hidróxido de sodio.- Base fuerte, tóxico y muy corrosivo irritación severa al contacto con
la piel. Por ingestión causa corrosión gastrointestinal grave.
¿Cómo hacerlo?
Cada equipo trabajará un alimento diferente y el equipo se dividirá en dos partes, una
parte realizará el experimento I y la otra parte el experimento II.
Los alimentos se preparan de la siguiente forma:
Sólidos.- se muelen aproximadamente 10 g en el mortero hasta obtener un granulado
fino y se agregan 50ml de agua.
Semisólidos.- se muelen en el mortero aproxmadamente 10 g hasta obtener una pasta
suave, homogénea y se le agregan 50 ml de agua.
103
Líquidos.- se toman 10 ml y se agregan 50 ml de agua.
En todos los casos se filtra la mezcla y se forman 20 ml del filtrado para el experimento I
y 30 ml para el experimento II.
Calentar 20 ml de filtrado de la mezcla con un mechero de alcohol por 4 minutos y volver
a filtrar.
Agregar al filtrado 10 ml de la mezcla cloroformo-alcohol 1:1 y mezcla cuidadosamente
con el agitador de vidrio.
PRECAUCIÓN
La disolución cloroformo-etanol es inflamable no la uses cerca del mechero de alcohol
cuando este encendido.
Coloca la mezcla en el embudo se reparación de 125 ml para separar la fase colofórmica
de la fase acuosa.
Anillo metálico
Fase acuosa
Fase cloroformica
Figura 31. Método de separación de la mezcla.
Desecha la fase clorofórmica.
Coloca la fase acuosa en un vaso de precipitados de 100 ml y agrégale 5 ml de hidróxido
de sodio 2N.
Reparte la mezcla en los tubos de ensaye y agrega a uno 2 ml de reactivo de Benedict y
al otro 2 mL de lugol. Observa los cambios en los tubos y regístralos.
Registro de observaciones
Describe la reacción que ocurre en cada tubo.
Tubo de Benedict.
Tubo de Lugol
104
Experimento II
Objetivo
Extraer los lípidos y las proteínas de muestra de alimentos para identificarlos en el
laboratorio.
Hipótesis
Elabora una hipótesis que consideres la presencia de lípidos y proteínas en los
alimentos.
¿Qué necesitas?
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
☞
Materiales
1 vaso de precipitados de 500 ml
3 vasos de precipitados de 100 ml
4 probeta de 20 ml
1 embudo de separación de 125 ml
1 soporte universal
1 anillo metálico
1 tela de alambre con asbesto
1 mechero de alcohol
1 pipeta de 5 ml
☞
☞
☞
☞
☞
Sustancias
15 ml de ácido clorhídrico 6N
10 ml de cloroformo
10 ml de ácido sulfúrico concentrado
10 ml de hidróxido de sodio 2N
2 ml de reactivo de Biuret
Prevención y seguridad
La indicada para trabajar con material de vidrio y mechero de alcohol.
Ácido sulfúrico.- Líquido aceitoso, sin olor, ni color, muy corrosivo sobre todos los tejidos
del cuerpo. La inhalación de sus vapores causa graves daños pulmonares. El contacto
con ojos puede causar ceguera y su ingestión causa severos daños al aparato digestivo.
Ácido clorhídrico.- Líquido amarillento desprende vapores que irritan al sistema
respiratorio, causa quemaduras grave a la piel, su ingestión provoca daños severos al
aparato digestivo.
105
Cloroformo.- Líquido incoloro, inflamable y muy tóxico. Su inhalación provoca náuseas,
dolor de estómago e inconciencia por sus propiedades anestésicas. Los vapores irritan
los ojos causando conjuntivitis, es venenoso si se ingiere.
Hidróxido de sodio.- Tóxico y muy corrosivo, irritación severa al contacto con la piel. Por
ingestión causa corrosión gastrointestinal grave.
¿Como hacerlo?
Coloca 30 ml del filtrado de la muestra de alimento en un vaso de precipitados de 100 ml
agrega 15 ml de ácido clorhidrico 6N y calienta por 6 minutos con mechero de alcohol.
PRECAUCIÓN
Recuerda que el ácido sulfurico es muy tóxico, evita la inhalación de sus vapores, su
ingestión y el contacto con la piel. Si sufres algún derrame en la piel, lávate con
abundante agua inmediatamente y avísale al responsable de laboratorio.
Enfría con baño de agua y agrega 10 ml de cloroformo.
Coloca la mezcla en el embudo de separación para separar la fase clorofórmica de la
acuosa para utilizar los dos.
Anillo metálico
Fase acuosa
Fase clorofórmica
Agrega 10 ml de ácido sulfúrico concentrado a la fase clorofórmica y calienta con el
mechero de alcohol por 10 minutos, observa la reacción y registrala.
PRECAUCIÓN
El ácido sulfúrico es muy corrosivo evita a la inhalación de sus vapores, su ingestión y el
contacto con la piel u ojos. Si sufres algún derrame en la piel, lava rápidamente la zona
afectada con abundante agua y llama inmediatamente al responsable de laboratorio.
106
También recuerda que el cloroformo es muy volátil e inflamable además de muy tóxico
evita su inhalación y su ingestión.
Agrega 10 ml de hidróxido de sodio 2N a la fase acuosa. Finalmente agrega 2 ml de
reactivo de biuret y calienta por 5 minutos. Observa lo que ocurre y regístralo.
Registro de observaciones
Describe el aspecto del producto final de la reacción en la fase clorofórmica.
Describe el aspecto del producto final de la reacción en la fase acuosa.
Cuestionario de reflexión
1) ¿Fueron iguales los resultados con todos los alimentos?
2) ¿Cualquier alimento dará igual resultado en cada reacción?
3) ¿Qué significa que en el primer tubo de ensaye del experimento I, se observe
coloración roja?
4) ¿Qué significa que en el segundo tubo de ensaye en el experimento I, se observe
coloración azul?
107
5) ¿Por qué en algunos casos no se observó coloración amarilla al calentar la fase
clorofórmica en el experimento II?
6) ¿Por qué se observó coloración violeta en algunos casos en la última reacción de la
fase acuosa en el experimento II?
CONCLUSIONES
Considera el cuestionario de reflexión al contrastar hipótesis con los resultados.
108
RECAPITULACIÓN
Hasta este momento sabes que...
x Monosacáridos
Carbohidratos x Disacáridos
x Polisacáridos
Lípidos
x
x
x
x
x
x
Ácidos grasos
Acilglicéridos
Fosfoglicéridos
Ceras
Terpenos
Esteroides
Según su estructura
BIOMOLÉCULAS
de reserva
estructurales
x Fibrosas
x Globulares
Según su composición
Proteínas
x Simples
x Conjugados
Enzimas,Estructurales,
Contractiles, Protectoras,
Según su función Transportadoras, Hormonas
de reserva y del Crecimiento,
Toxinas, etc.
Grado de organización
109
x
x
x
x
Estructura primaria
Estructura secundaria
Estructura terciaria
Estructura cuaternaria
ACTIVIDADES INTEGRALES
Con estas actividades podrás poner en práctica los conocimientos adquiridos hasta este
momento, por lo que te pedimos que realices todo lo que se te solicita.
1. ¿Qué son los carbohidratos?.
2. Explica cuál es la función que desempeñan los carbohidratos dentro de las
biomoléculas.
3. Anota en los renglones el nombre de 5 carbohidratos.
a)
b)
c)
d)
e)
4. ¿Qué son los anómeros?.
5. Explica cuál es la función de los siguientes polisacáridos.
a) Celulosa:
b) Quitina:
110
6. Menciona qué son los lípidos y anota 5 ejemplos de ellos:
7. Explica qué son los esteroides, así como las funciones que desempeñan.
8. Menciona qué son las proteínas y cómo estan constituídas.
9. Describe cuál es la función de las siguientes proteínas:
a) Enzimas:
b) Hormonas de Reserva:
c) Toxinas:
111
AUTOEVALUACIÓN
Como una forma de retroalimentación hemos diseñado este apartado, en el cual podrás
corroborar aciertos y/o errores que pudiste haber tenido durante las Actividades
Integrales.
1. Los carbohidratos son compuestos que contienen carbono, hidrógeno y oxígeno.
2. Básicamente las funciones que desempeñan los carbohidratos son dos: Estructural,
que consiste en sostener (como las plantas y otras estructuras), y Reserva, que
proporcionan energía o son almacenados para formar otras moléculas.
3.
a)
Digliceraldehido
b)
Dihidroxiacetona
c)
Glucosa
d)
Ribosa
e)
Galactosa
4. Los anómeros son monosacáridos que se presentan en forma cíclica, esto les
proporciona una cualidad muy importante para la reactividad química.
5.
a) Celulosa:
sirven para dar fuerza y rigidez a las plantas, la madera, el heno y el
algodón, los cuales están constituidos, principalmente, por celulosa.
b) Quitina:
sirve para manterner erguidos a organismos invertebrados (la langosta,
insectos, etc.), en los que nos existen huesos para sostener sus
estructuras.
6. Lípidos: compuestos que generalmente son insolubles en el agua por lo que se les
conoce como grasas o ácidos grasos.
112
Ejemplos:
- Ácido Laurico.
- Acido Esteárico.
- Ácido Palmítico.
- Ácido Oleico
- Ácido Linoleico.
7. Los esteriodes son lípidos, es decir que son insolubles al agua, y tienen funciones
tales como: hormonas sexuales, agentes emulsificantes para la digestión, como
reguladores metabólicos, entre otros.
8. Las proteínas son grupos de biomoléculas constituidas por largas cadenas de
aminoácidos unidos entre sí por medio de un enlace llamado peptídico.
9.
a) Enzimas:
sirven para catalizar reacciones, es decir, acelerar o disminuir la
velocidad de éstas.
b) Hormonas de Reserva:
sirven para controlar las actividades dentro de la célula,
también como almacén de aminoácidos y de energía, esto
cuando la célula lo requiere.
c) Toxinas:
En realidad son producidas por algún tipo de célula y causan daños a
otra especie.
113
RECAPITULACIÓN GENERAL
LAS
MACROMOLÉCULAS
se dividen en
FUERZAS DE
INTERACCIÓN
el
donde se
contempla
MODELO
CINÉTICO
MOLECULAR
MACROMOLÉCULAS
NATURALES
MACROMOLÉCULAS
SINTÉTICAS
la
el
COMPORTAMIENTO
donde se
abordan los
son
y la
CARBOHIDRATOS
POLÍMEROS
NATURALEZA
DE LAS
FUERZAS DE
ATRACCIÓN
3 ESTADOS DE
AGREGACIÓN
DE LA MATERIA
se dividen en
POLIMERIZACIÓN
PROTEÍNAS
LÍPIDOS
donde se
considera su
y su
3 GRUPOS
PROPIEDADES
CLASIFICACIÓN
ESTRUCTURA
de los
LÍQUIDOS
SÓLIDOS
PROPIEDADES
CARACTERÍSTICAS
115
ACTIVIDADES DE CONSOLIDACIÓN
En este apartado podrás poner en práctica los conocimientos que has adquirido a lo
largo del fascículo, por lo tanto te invitamos que realices lo siguiente:
1. Menciona qué es una macromolécula sintética.
2. ¿Cómo se clasifican las macromoléculas sintéticas?.
3. Menciona ¿qué tipo de enlaces se pueden encontrar dentro de las macromoléculas
sintéticas?.
4. Define qué es una biomolécula ó macromolécula natural.
5. ¿Cómo se clasifican las biomoléculas?.
6. Menciona ¿cuál es la diferencia entre macromoléculas sintéticas y macromoléculas
naturales (biomoleculas)?.
116
AUTOEVALUACIÓN
La Autoevaluación está diseñada para que puedas verificar si tus respuestas (en las
Actividades de Consolidación) fueron correctas o no.
1. Las Macromoléculas Sintéticas son constituyentes del material que forma la mayor
parte de los objetos que son sintéticos, ejemplo de ello son los tipos de plástico que
existen.
2. Las Macromoléculas Sintéticas se clasifican en:
Polímeros
Termoplásticos.
Elastómeros.
3. Los diferentes tipos de enlace que se pueden presentar dentro de las
Macromoléculas Sintéticas encontramos:
Puentes de hidrógeno.
Fuerzas Dipolo-Dipolo.
Fuerzas de London.
4. Las biomoléculas o Macromoléculas Naturales son constiyentes de nuestras células y
tienen la capacidad de preservar la vida.
5. Las biomoléculas se clasifican en:
Carbohidratos.
Monosacáridos.
Disacáridos.
Polisacáridos.
Almidones y Glucógenos.
Ácidos Grasos.
6. La diferencia principal que existe entre las Macromoléculas Sintéticas y las
Macromoléculas Naturales, es que en las primeras (como su nombre lo dice) están
constituidas por estructuras sintéticas, en tanto que en las otras, se encuentran
estructuras organicas.
Cabe hacer notar que en ambos casos los elementos que integran dichas estructuras
son carbono (C), hidrógeno (H) y oxígeno (O).
117
GLOSARIO
Agente emulsificante:
Anabólico:
Sustancia que hace la mezcla de sustancia inmiscibles.
Sustancia que facilita la síntesis de componentes útiles en las funciones
vitales
Antiinflamatorio: Compuesto que inhibe la inflamación de los tejidos.
Antibiótico:
Sustancia que participa en la transmisión de los impulsos nerviosos.
Arterioesclerosis:
Endurecimiento de las membranas de las arterias, producidas por la
acumulación de grasas. Afecta la circulación de la sangre.
Células Eucarióticas: Células cuyos componentes u organelos están por membranas.
Combustible: Material que arde cuando se combina con el oxígeno para formar óxidos
de carbono, agua y calor.
Compuesto orgánico: Compuestos del carbono o compuestos formados por cadenas
de átomos de carbono.
Densidad: Medida de la masa por unidad de volumen. Generalmente expresada en
gramos por centímetro cúbico.
Destilación: Proceso que consiste en hervir un líquido para formar vapor y luego
condensarlo para formar nuevamente el líquido. Se usa para separar
líquidos de sus impurezas.
Destilación Fraccionada:
Disacáridos:
Diurético:
Proceso de destilación en el que los compuestos que tienen
diferentes temperaturas de ebullición pueden ser
separados.
Carbohidrato formado por monosacáridos.
Sustancia que favorece la secreción de orina.
Enlace Disulfuro:
Enlace covalente que forma entre dos átomos de azufre.
Ésteres: Compuestos que presentan el grupo funcional ESTER. Resulta de la reacción
entre en ácido carboxílico y un alcohol.
Hidrocarburos: Compuestos que sólo tienen átomos de carbono e hidrógeno.
Hidrofílicas :
Sustancia que presenta la propiedad de ser a fin por el agua.
118
Hidrofóbicas: Sustancia que presenta la propiedad de no ser afin al agua.
Hidrólisis: Ruptura de enlaces por la ación de agua.
Monómero: Compuesto que se une químicamente con otras de la misma especie para
formar polímeros.
Monosacárido: Corbohidrato, que puede descomponerse en unidades más pequeñas.
Neurotransmisor:
Olefina:
Sustancia que participa en la acción de la sinapsis.
Nombre que antes daba a la familia de los alquenos; a ésta permanece el
eteno o etileno.
Polisacáridos:
Carbohidrato formado por más de dos monosacáridos.
Radical: Átomo o grupo de átomos que tienen uno o más electrones sin aparear.
Recursos no renovables:
Recursos renovables:
Son aquellos bienes o productos de la naturaleza que
existen en cantidades fijas y, en consecuencia, disminuyen
en razón directa al aprovechamiento que de ellos se hace.
Por ejemplo el petróleo.
Son los bienes o productos que se encuentran en la
naturaleza, se generan constantemente y cuya extinción puede
evitarse, siempre que la humanidad los explote científica y
racionalmente, como son: agua, aire, suelo, flora y fauna.
Regulador Metabólico: Compuesto que controla las reacciones de degradación y de
síntesis dentro del organismo.
Saponificación:
Reacción entre grasas o aceites e hiróxido de sodio ó base fuerte
cuyo resultado es lo que llamamos jabón. Es una reacción de
hidrólisis.
119
BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA
BADUÍ S. Química de los alimentos, Alhambra, Mexico, 1981.
BOHINSKI, R: Bioquímica. Fondo Educativo Interamericano, México, 1978.
CHOW, P.S. Petroquímica y Sociedad. F.C.E., México, 1989.
DICKSON, T.R. Química, Enfoque Ecológico. Limusa, México, 1988.
FESSENDEN, R. y S.S. Fessenden: Química Orgánica. Grupo Editorial Iberoamérica,
México. 1982.
GARRITZ, A. y J. Chamizo. Química. Antologías. COSNET, México, 1988.
GOLDWHITE, H y J.R.Spielman. Química Universitaria. SITESA, México, 1990.
Hein, M. Fundamentos de Química. Grupo Editorial Iberoamérica, México, 1992.
HEIN, M: Química. Grupo Editorial Iberoamérica, 1992.
LECHNIGER, A. L: Bioquímica. Ediciones Omega, Barcelona, 1972.
MCMURRY, S: Fundamentals of organic Chemistry. Brooks / Cole Publishing Company,
Usa, 1990.
OULLETTE, R: Introducción a la Química Orgánica. Harla, México, 1973.
PINE, S. et al: Química Orgánica. Mc Graw-Hill México, 1982.
120