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PRUEBA DE DEFINICIÓN DE
NIVELES
QUÍMICA
CUADERNO
AUTOINSTRUCTIVO DE
PREPARACIÓN
PRUEBA DE DEFINICIÓN DE NIVELES DE QUÍMICA. CUADERNO
AUTOINSTRUCTIVO DE PREPARACIÓN
® UNIVERSIDAD PERUANA DE CIENCIAS APLICADAS. DERECHOS
RESERVADOS
Coordinación del Cuaderno autoinstructivo de preparación:
Betty Luz Pérez Zenteno
Docente del Área de Ciencias
Elaboración del texto:
María Cañas Cano
Leslie Córdova Yamauchi
Rosario López Cisneros
Betty Luz Pérez Zenteno
Revisión general:
Eduardo Mejía Carbonel
Jefe Académico de la Oficina de Admisión
Corrección de estilo:
Raúl Montesinos Parrinello
Docente del Área de Humanidades
INTRODUCCIÓN
El presente cuaderno autoinstructivo tiene como objetivo brindar al postulante aprobado
de la Universidad de Ciencias Aplicadas (UPC) un material de apoyo que le permita
rendir con éxito la Prueba de Definición de Niveles de Química.
El manual esta dividido en siete capítulos: «Fundamentos de química», «Estructura
atómica», «Tabla periódica», «Enlace químico», «Nomenclatura inorgánica», Relaciones
de masa en química» y «Química orgánica». En cada capítulo, luego del desarrollo de
los aspectos teóricos, se han incorporado preguntas que le permitirán al alumno
autoevaluarse de forma paulatina para, finalmente, resolver una serie de ejercicios que
integran todos los aspectos desarrollados en cada capítulo.
Consideramos que los conocimientos brindados en este manual le darán al alumno una
base sólida para insertarse con éxito a la química universitaria.
Deseamos a los usuarios de este manual un feliz encuentro con el fascinante mundo de
la Química.
Betty L. Pérez Z.
INDICE TEMÁTICO
I.
FUNDAMENTOS DE LA QUÍMICA
II.
ESTRUCTURA ATÓMICA
III.
TABLA PERIÓDICA
IV.
ENLACE QUÍMICO
V.
NOMENCLATURA INORGÁNICA
VI.
RELACIONES DE MASA EN QUÍMICA
VII. QUÍMICA ORGÁNICA
BIBLIOGRAFÍA
RESPUESTAS AUTOEVALÚATE Y EJERCICIOS INTEGRADORES
I. FUNDAMENTOS DE QUÍMICA
1.1 QUÍMICA
1.1.1 Ciencia
1.1.2 Método científico
1.2 MATERIA
1.3 CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
1.3.1 Sustancia pura
1.3.2 Mezcla
1.4 ESTADOS FÍSICOS DE LA MATERIA
1.4.1 Estados sólido, líquido y gas
1.4.2 Estado plasmático
1.4.3 Estado condensado de Bose-Einstein
1.4.4 Cambios de estado
1.5 PROPIEDADES DE LA MATERIA
1.5.1 Propiedades generales
1.5.2 Propiedades particulares
1.5.3 Propiedades intensivas y extensivas de la materia
1.6 CAMBIOS QUE SUFRE LA MATERIA
1.6.1 Cambios físicos
1.6.2 Cambios químicos
1.7 MEDICIÓN DE LA MATERIA
1.7.1 Sistema Internacional de Unidades (SI)
1.7.1.1 Unidades básicas
1.7.1.2 Unidades derivadas
1.7.2 Prefijo
1.7.3 Análisis dimensional
EJERCICIOS INTEGRADORES
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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I. FUNDAMENTOS DE QUÍMICA
1.1 QUÍMICA
Es una ciencia natural que describe la materia, sus propiedades físicas y químicas, los
cambios que experimenta, y las variaciones de energía que acompañan dichos
procesos.
Algunos historiadores de la ciencia creen que la palabra química deriva del vocablo
griego khémeia, que significa ‘el arte del trabajo de los metales’. La química, hoy en
día, incluye mucho más que eso; esta ciencia ha llegado a ser una ciencia
interdisciplinaria, ya que está relacionada con muchos campos científicos. A su vez, es
el fundamento de las ciencias de la vida, como la biología y la medicina.
La tecnología moderna requiere de materiales nuevos con propiedades poco usuales,
y los químicos deben diseñar métodos para producirlos. La medicina moderna
necesita fármacos formulados para llevar a cabo tareas específicas en el cuerpo
humano, y los químicos deben diseñar las estrategias para sintetizar estos fármacos a
partir de compuestos iniciales relativamente simples. La sociedad exige mejoras en los
métodos de control de la contaminación, sustitutos de las materias primas que
escasean, métodos seguros para deshacerse de los residuos tóxicos y modos más
eficaces para extraer energía de los combustibles. La química abarca todos esos
temas.
1.1.1 CIENCIA
Ciencia es el conjunto de conocimientos sistematizados acerca del mundo en que
vivimos. Sirve para explicar los fenómenos naturales y, en algunos casos, predecir
acontecimientos futuros.
Por ejemplo, la química, como ciencia, trata de explicar cómo ciertas sustancias
interactúan con otras para formar compuestos diferentes. Para tratar de explicar eso,
tiene una serie de leyes que han sido observadas en la naturaleza y comprobadas
experimentalmente, de manera que se suponen universales. Así, se aplican las
mismas leyes a interacciones nuevas y se pueden predecir los resultados.
La ciencia, en general, se diferencia de otros campos por el método y las técnicas que
utiliza para adquirir conocimientos, ya que se basa en un conjunto de hechos objetivos
y accesibles a varios observadores. La aplicación de esos métodos para adquirir
conocimientos conduce a la generación de más conocimientos objetivos en forma de
predicciones comprobables; a eso se llama el método científico.
1.1.2 MÉTODO CIENTÍFICO
El método científico es una herramienta imprescindible en la ciencia y en la vida diaria
que nos permite ahorrar energía y tiempo. Se originó en el siglo XVII con científicos
como G. Galilei, F. Bacon, R. Boyle e I. Newton.
Es un procedimiento ordenado para tratar un conjunto de problemas y describe, de
manera lógica y sistemática, cómo se desarrolla un trabajo experimental. La intuición y
la imaginación juegan un papel importante en el método científico. No es una
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aplicación ciega o irreflexiva; es decir, se debe tener razones válidas para aplicar tal o
cual regla o procedimiento. Cada problema precisa de un enfoque metodológico distinto.
En términos generales, el método científico incluye una serie de pasos que están
relacionados unos con otros, como se muestra en la figura 1.1. Se debe acotar que
esta secuencia no es rígida y, dependiendo del estudio que se haga, se podría
cambiar el orden de la secuencia.
Figura 1.1
Pasos del método científico
OBSERVACIÓN
NATURAL O
EXPERIMENTAL
Se encuentran
tendencias (leyes)
RECOPILACIÓN DE
DATOS,
ORGANIZACIÓN
HIPÓTESIS
(suposición)
EXPERIMENTO
(comprobar la
hipótesis)
TEORÍA
EXPERIMENTO
Hipótesis comprobada:
explica y predice hechos.
Para comprobar la
predicción de la Teoría
SE ESTABLECE LA
TEORÍA, SE
DESCARTA O SE
MODIFICA.
Observación
La clave del método científico es que no se hacen suposiciones iniciales, sino que se
llevan a cabo observaciones minuciosas de los procesos naturales (observaciones
cualitativas) o de experimentos (observaciones cuantitativas) que, muchas veces, son
las más útiles, porque pueden compararse y permiten observar cambios consistentes.
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Recopilación de datos
Los datos son los bloques de información cuantitativa o cualitativa que se obtienen a
partir de las observaciones. La información cuantitativa es, en la mayoría de veces,
más útil que la cualitativa, pues nos permite verificar los datos. Actualmente, el uso de
computadoras nos da la oportunidad de obtener gran cantidad de datos cuantitativos
en menos tiempo.
Ley
Es un enunciado verbal o matemático (una fórmula) de una relación entre fenómenos
que siempre se repite bajo las mismas condiciones y que se puede comprobar. No
debemos considerar una ley como una verdad absoluta, ya que futuros experimentos
pueden obligarnos a modificarla o desecharla.
Hipótesis
Es un intento de explicación de la observación a la que condujo la ley natural. Una
hipótesis no necesita ser correcta, pero sí debe ser comprobable; si es inconsistente
con los resultados experimentales, debe ser revisada, modificada o descartada.
Experimentación
Es la relación entre nuestras ideas sobre la naturaleza y la naturaleza misma. El
experimento es el conjunto de pasos diseñados para probar una hipótesis; para que
los resultados experimentales sean aceptados, deben ser reproducibles por quien hizo
el experimento y por otras personas.
Teoría
Es una hipótesis comprobada que da una explicación general. Es un modelo o una
manera de examinar la naturaleza que puede utilizarse para explicar los fenómenos
naturales y hacer predicciones sobre estos.
Las teorías son probadas constantemente. Si, con los experimentos, se demuestra
que una teoría es incorrecta, entonces deberá ser descartada o modificada hasta ser
congruente con las observaciones experimentales. Aprobar o descartar una teoría
puede durar años o, incluso, siglos; esto puede deberse, en parte, a que no se cuente
con la tecnología adecuada.
Autoevalúate 1
1. Indica la relación correcta.
I. Ley
II. Teoría
III. Hipótesis
i) Es el resultado de la recopilación de datos.
ii) Es la etapa final del método científico.
iii) Es la etapa de planteamientos y predicciones.
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1.2 MATERIA
Materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y tiene una propiedad
llamada masa, posee inercia y no necesariamente es sensible a nuestros sentidos.
Todos los objetos que vemos a nuestro alrededor son materia, pero algunas
sustancias no las podemos ver, como los gases de la atmósfera, que sí son materia,
porque ocupan un lugar en el espacio y tienen masa. La luz solar, el calor y la
temperatura son ejemplos de cosas que no son consideradas materia.
1.3 CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
La materia, de acuerdo con su composición, puede ser una sustancia pura o una
mezcla.
Figura 1.2
Esquema de clasificación de la materia
MATERIA
Mezcla
Sustancia
pura
Simple
Compuesta
Homogénea
Heterogénea
1.3.1 Sustancia pura
Una sustancia pura es materia que tiene propiedades definidas y una composición que
no varía de una muestra a otra. Además, una sustancia pura no puede nunca
separarse de sus componentes por medios mecánicos y puede encontrarse en
diferentes formas o estados físicos.
Sustancia pura simple o elemento
Son aquellas sustancias puras que no pueden descomponerse en sustancias más
simples, ya que están compuestas por un solo tipo de átomos; por consiguiente,
tampoco pueden separarse en sus componentes por medios químicos.
Actualmente, se conocen, aproximadamente, 118 elementos químicos y son
representados por símbolos químicos que están ordenados de acuerdo con sus
propiedades físicas y químicas en la tabla periódica.
Existen elementos que consisten en una colección de átomos idénticos que no se
unen entre sí, como, por ejemplo, los gases nobles como el neón (figura 1.3 [a]); otras
veces, átomos idénticos se encuentran unidos entre sí formando grupos atómicos
llamados moléculas, como, por ejemplo, el gas oxígeno (O2) (figura 1.3 [b]) y también
existen ciertos elementos en la que los átomos se encuentran juntos formando redes
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cristalinas, como, por ejemplo, el carbono y sus formas alotrópicas: grafito, diamante y
fulereno (figura 1.3 [c])
Figura 1.3
Alótropos del carbono
Las sustancias puras o elementos tienen una sola clase de átomos y
pueden encontrarse formando (a) átomos de un elemento (b) moléculas
de un elemento (c) redes cristalinas del carbono.
La composición de los elementos de la superficie terrestre y del cuerpo humano se
encuentra en las siguientes tablas:
Tabla 1.1
Distribución de los elementos en la corteza terrestre
Elemento
Oxígeno
Silicio
Aluminio
Hierro
Calcio
Sodio
Potasio
Magnesio
Hidrógeno
Titanio
Fundamentos de química
Masa
(%)
49,20
25,67
7,50
4,71
3,39
2,63
2,40
1,93
0,87
0,58
Elemento
Cloro
Fósforo
Manganeso
Carbono
Azufre
Bario
Nitrógeno
Flúor
Todos los
demás
Masa
(%)
0,19
0,11
0,09
0,08
0,06
0,04
0,03
0,03
0,47
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Tabla 1.2
Composición elemental media del cuerpo humano
Elemento
Oxígeno
Carbono
Hidrógeno
Nitrógeno
Fósforo
Calcio
Otros elementos
Masa (%)
65
18
10
3,0
2,0
1,0
1,0
Sustancia pura compuesta o compuesto
Un compuesto es un tipo de materia que está constituida por dos o más elementos
diferentes unidos químicamente, estos elementos pierden completamente sus
propiedades cuando forman parte del compuesto. Una característica principal del
compuesto es que los elementos se encuentran presentes en proporciones fijas. Los
componentes de un compuesto pueden ser separados sólo por medios químicos.
Ejemplo:
La sacarosa o azúcar de mesa es un compuesto de color blanco y cristalino formado
por átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno unidos químicamente, C12H22O11, una
composición única y específica. Al calentarse, se descompone pasando por una serie
compleja de cambios que producen un color pardo. Si se calienta más tiempo a una
temperatura suficientemente alta, la sacarosa se convierte por completo en otras dos
sustancias: carbono y agua. Si se recoge el agua producida, esta se puede
descomponer aún más para producir hidrógeno y oxígeno puros haciendo pasar
corriente eléctrica a través de ella; sin embargo, el carbono, hidrógeno y oxígeno
obtenidos ya no pueden descomponerse en dos o más sustancias nuevas, ya que son
elementos. Por otro lado, las propiedades físicas y químicas que tiene la sacarosa
son completamente distintas de las de los elementos que la formaron (véase la tabla
1.3).
Figura 1.4
Representación de la sacarosa o azúcar de mesa
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Tabla 1.3
Comparación de la sacarosa y los elementos que la componen
Propiedad
Sacarosa
Carbono
(grafito)
Hidrógeno
Oxígeno
Estado
Sólido
Sólido
Gas
Gas
Punto de
ebullición
186 oC
Sublima
-252,88 oC
-182,96 oC
1,587 g/mL
2,267 g/mL
0,088 g/L
1,33 g/L
No
No
Sí
No
Densidad
Inflamable
1.3.2 Mezcla
En el mundo natural, la materia, usualmente, se encuentra en forma de mezclas. Una
mezcla está formada por dos o más sustancias (elementos o compuestos) en
proporciones variables o no definidas, y sus propiedades, que van a depender de su
composición. En una mezcla, los componentes no pierden su identidad ni sus
características y pueden ser separados por medios físicos o mecánicos.
Por ejemplo, el agua azucarada es una mezcla de agua y sacarosa, dos sustancias
puras, que puede contener mucha o poca azúcar. Esta mezcla es incolora como el
agua y tiene sabor dulce como la sacarosa. Es decir, la mezcla conserva las
propiedades de los componentes; además, estos componentes podrían separarse por
evaporación del agua.
Dependiendo de la forma en que se distribuyen sus componentes, las mezclas pueden
ser de dos tipos.
Mezcla homogénea
Son mezclas cuya composición y propiedades son uniformes en cualquier parte de
una muestra determinada. No tienen fases observables, pues sus componentes se
mezclan como átomos individuales, iones o moléculas, lo que hace que sus
componentes no se visualicen.
Por ejemplo, la salmuera (agua con sal) es una mezcla homogénea, pues las
moléculas de agua y las de sal están mezcladas de manera uniforme a nivel
molecular.
Las mezclas homogéneas pueden existir en cualquiera de los tres estados.
Ejemplos:
–
El agua azucarada es líquida.
–
El aire (mezcla oxígeno, hidrógeno, nitrógeno y otros) es gaseoso.
–
El oro blanco (mezcla de oro y paladio) es sólido. En general, ocurre lo mismo en
las aleaciones de metales y amalgamas.
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Mezcla heterogénea
Son mezclas cuyos componentes se separan en zonas diferenciadas; por lo tanto, la
composición, el aspecto y las propiedades físicas varían de una zona a otra de la
mezcla.
Por ejemplo, muchas rocas, como el granito, son heterogéneas, pues fácilmente se
pueden visualizar sus granos y las partículas de los diferentes minerales. En algunos
casos, las fases pueden ser observadas solo a nivel microscópico.
Figura 1.5
Mezcla heterogénea: granito
Fuente: http://www.montes.upm.es/Dptos/DptoSilvopascicultura/edafologia/guia/Galeria/
(consulta: 7 de julio de 2008)
Autoevalúate 2
1. Para cada una de las siguientes muestras, indica si se trata de un elemento
(E),compuesto (C), mezcla homogénea (MHo) o mezcla heterogénea.
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
Vinagre
Agua oxigenada
Wolframio
Arena
Alcohol al 96%
Aire puro
Acero
Fructuosa
i.
j.
k.
l.
m.
n.
o.
p.
Ozono
Diamante
Bronce
Oro
Cloroformo
Hielo seco
Neón
Lejía
2. Determina si cada enunciado es verdadero (V) o falso (F) e indica la secuencia
correcta.
I.
II.
III.
IV.
El elemento que está en mayor porcentaje en el cuerpo humano es el
oxigeno.
Los elementos se representan por su símbolo químico.
Una mezcla es aquella sustancia formada por dos o más tipos de
átomos, unidos químicamente y en proporciones sencillas y definidas.
Una mezcla se separa en sus componentes usando métodos físicos
como destilación, filtración o imantación.
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1.4 ESTADOS FÍSICOS DE LA MATERIA
1.4.1 Estados sólido, líquido y gas
La materia en condiciones ambientales suele encontrarse en tres formas físicas,
definidas estados: sólido, líquido y gas; sin embargo, en el universo, se encuentra,
además, el plasma y podría darse el caso de encontrar a la materia en un quinto
estado denominado el estado condensado de Bose-Einstein.
La energía potencial entre las partículas (moléculas, átomos o iones) en la materia
resulta de las fuerzas de atracción (Fatracción) y repulsión (Frepulsión), denominadas
fuerzas intermoleculares. La interacción de estas fuerzas intermoleculares y la energía
cinética de las partículas desarrolla las propiedades en cada estado. La figura 1.6
compara las vistas moleculares del estado gaseoso, líquido y sólido.
Figura 1.6
Los tres estados físicos de la materia desde el punto de vista
macroscópico y molecular
Gas
Líquido
Sólido
En un gas, la fuerza de atracción es relativamente pequeña con respecto a la de
repulsión; entonces, en promedio, las partículas están alejadas, lo que trae consigo
que las partículas del gas se muevan aleatoriamente a través del recipiente y lo llenen.
Debido a los grandes espacios intermoleculares que se crean, los gases son
altamente compresibles, fluyen y se difunden fácilmente
En un líquido, las atracciones son fuertes, porque las partículas están virtualmente en
contacto, pero su energía cinética les permite voltearse aleatoriamente y rodearse
unas a otras, lo que hace que un líquido adquiera la forma del recipiente, pero tiene su
volumen definido.
Con un pequeño espacio libre entre sus partículas, los líquidos resisten la aplicación
de una fuerza externa; es decir, solo se comprimen levemente. Fluyen y se difunden,
pero mucho más lentamente que los gases.
.
En un sólido, las atracciones dominan el movimiento; las partículas permanecen en
una posición y muy cercanas unas a otras, vibrando en su lugar, por lo que un sólido
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tiene una forma específica prácticamente incompresible y sus partículas no fluyen. En
la tabla 1.4, se resumen las principales características del estado sólido, líquido y gas.
Tabla 1.4
Principales características de los estados sólido, líquido y gas
Sólido
Relación entre
fuerzas
Atracción entre
partículas
Orden de sus
partículas
Forma
Volumen
Espacios
intermoleculares
Compresibilidad
Fluidez
Movimiento
Líquido
Gas
Fatracción > Frepulsión
Fatracción ≅ Frepulsión
Fatracción < Frepulsión
Intensa
Moderada
Despreciable
Muy ordenada
(cristales)
Desordenada
Muy desordenada
Definida
Indefinida
Indefinida
Definido
Definido
Indefinido
Nulos
Pequeños
Grandes
Casi ninguna
Nula
Vibratorio
Muy baja
Moderada
Rápido
Compresibles
Alta
Alta velocidad
1.4.2 Estado plasmático
Este estado fue identificado por primera vez por Sir William Crookes en 1879, y fue
denominado plasma por Irving Langmuir. A temperaturas muy altas (10 000 oC), los
átomos se mueven muy rápidamente y las colisiones entre ellos son lo suficientemente
violentas como para liberar sus electrones. La materia se encuentra como un gas
ionizado. La materia en estado plasmático conduce la electricidad y se ve fuertemente
influida por los campos magnéticos. El Sol y las estrellas están formados por plasma.
También lo está la ionosfera, que comienza a unos 70-80 km por encima de la
superficie terrestre y resulta muy importante en la naturaleza.
1.4.3 Estado condensado de Bose-Einstein
Este estado de la materia fue predicho en 1924 por Santyendra Nath Bose y Albert
Einstein, y obtenido en 1995 por Eric Cornell, Wolfgang Ketterle y Carl Wieman,
quienes fueron galardonados en 2001 con el premio Nobel de Física.
En este estado, todos los átomos se unen fuertemente y pierden su identidad; ocupan
el mismo lugar y forman una sola onda cuántica de partículas. Este estado es todo lo
contrario al plasma, porque sus partículas, en vez de separarse, se condensan. Esto
ocurre a bajísimas temperaturas, cercanas al cero absoluto, es decir, a -273 oC.
1.4.4 Cambios de estado
Los cambios de estados están también determinados por la interacción entre la
energía cinética y las fuerzas intermoleculares. Cuando se incrementa la temperatura,
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también aumenta la energía cinética (el movimiento), que puede llegar a sobrepasar
las atracciones; por el contrario, las bajas temperaturas permiten unir más las
partículas, por lo que se mueven lentamente. La figura 1.7 muestra el nombre
asociado con cada uno de estos cambios.
Figura 1.7
Cambios de estado entre los tres estados de la materia y los nombres asociados
con ellos
AUMENTO DE TEMPERATURA
SUBLIMACIÓN
FUSIÓN
SÓLIDO
VAPORIZACIÓN
LÍQUIDO
SOLIDIFICACIÓN
GAS
CONDENSACIÓN /
LICUACIÓN
SUBLIMACIÓN INVERSA O DEPOSICIÓN
DISMINUCIÓN DE TEMPERATURA
Autoevalúate 3
Indica si los siguientes procesos corresponden a un cambio físico o químico.
a.
b.
c.
d.
Se empaña un espejo al respirar sobre él.
La ropa tendida se seca.
La cera líquida de una vela cuando se enfría y endurece
Las nubecillas que salen de nuestra boca cuando exhalamos nuestro aliento en
una fría mañana de invierno
e. La cera de la vela cuando se derrite
f. La formación de lava al calentar las rocas por el calor interno de la Tierra
g. Los ambientadores líquidos que se enchufan a la red eléctrica para que
dispersen el olor
h. Cuando llega el verano, guardamos la ropa de invierno con un antipolillas
(alcanfor, naftalina, etcétera). Al sacarla en otoño, las bolas han disminuido de
tamaño o han desaparecido.
1.5 PROPIEDADES DE LA MATERIA
Son cualidades, características y atributos que podemos utilizar para distinguir una
muestra de materia de otra. Desde el punto de vista cualitativo, las propiedades de la
materia pueden ser las que se muestran a continuación.
Fundamentos de química
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1.5.1 Propiedades generales
Son aquellas propiedades que posee toda materia independientemente de su tamaño
o estado físico, tales como masa, peso, inercia, volumen, impenetrabilidad,
divisibilidad, etcétera.
Masa: es la propiedad de un cuerpo que se refiere a la cantidad de materia que posee.
Peso: es la propiedad de un cuerpo que indica la fuerza con que la gravedad actúa
sobre este.
Inercia: es la propiedad de un cuerpo que mide la tendencia de un objeto a
permanecer en reposo o en movimiento uniforme.
Volumen: es la propiedad de un cuerpo que mide la cantidad de espacio que ocupa.
Impenetrabilidad: es la propiedad de la materia que indica la resistencia que opone
un cuerpo a que otro ocupe su lugar al mismo tiempo.
Divisibilidad: es la propiedad de la materia que indica que esta puede ser dividida en
fracciones más pequeñas.
1.5.2 Propiedades particulares
Son aquellas propiedades que solo ciertos tipos de materia poseen: dureza, porosidad,
maleabilidad, ductibilidad, conductividad eléctrica y térmica, etcétera.
Dureza: es la propiedad de la materia que mide la resistencia a ser rayada.
Porosidad: es la propiedad que poseen ciertos materiales de absorber líquidos o
gases debido a la presencia de espacios vacíos entre las partículas que los forman.
Maleabilidad: es la propiedad que tienen ciertos cuerpos de poder transformarse en
láminas.
Ductibilidad: es la propiedad que tienen ciertos cuerpos de poder transformarse en
hilos.
Conductividad eléctrica: es la propiedad que tiene los materiales de conducir la
electricidad.
Conductividad térmica: es la propiedad que tienen los materiales de conducir el
calor.
1.5.3 Propiedades intensivas y extensivas de la materia
Todas las propiedades generales de la materia que se pueden medir se clasifican en
propiedades extensivas y propiedades intensivas.
Propiedades intensivas o específicas: son aquellas que no varían con la cantidad
de materia considerada, como, por ejemplo, la temperatura de ebullición del agua, la
densidad de un líquido, etcétera.
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Propiedades extensivas: son aquellas cuyo valor depende de la cantidad de materia,
como, por ejemplo, masa, peso, volumen. Estas propiedades son aditivas, debido a
que dependen de la cantidad de la muestra tomada.
1.6 CAMBIOS QUE SUFRE LA MATERIA
De acuerdo con la ley de conservación de la materia, esta no se crea ni se destruye;
solo se transforma o cambia. En la materia, se pueden producir cambios físicos y
cambios químicos.
1.6.1 Cambios físicos
Un cambio físico ocurre cuando la materia altera su forma o apariencia —en general,
sus propiedades físicas—, pero su composición no se altera.
Ejemplos:
–
Hervir agua (el agua cambia de estado, de líquido a vapor, pero sigue siendo
H2O en ambos casos)
–
Cortar un trozo de papel (el papel solo ha cambiado de tamaño o forma)
–
Encender una cocina eléctrica (la resistencia se calienta y dilata)
1.6.2 Cambios químicos
Un cambio químico ocurre cuando la materia se convierte en otra con propiedades
químicas y físicas diferentes. Este tipo de cambio es llamado, también, reacción
química.
Ejemplos:
–
Electrólisis del agua (el agua se descompone en hidrógeno y oxígeno)
–
Quemar un trozo de papel (el papel, al quemarse, forma CO2 y H2O)
–
Encender una cocina a gas (el hidrocarburo, al quemarse, forma CO2 y H2O)
Autoevalúate 4
Indica si los siguientes procesos corresponden a un cambio físico (F) o químico (Q).
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
i.
j.
Encender un fósforo
Sancochar un trozo de carne
Sublimación del yodo
Disolución del zinc en ácido clorhídrico
Electrólisis de una solución acuosa de NaCl
Dilatación de un metal
Evaporación de 10 mL de etanol
Rotura de un tubo de ensayo
Trituración de una piedra
Corrosión de una tubería
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Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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1.7 MEDICIÓN DE LA MATERIA
La materia tiene masa y, por lo tanto, puede ser medida según, por ejemplo, su área,
volumen, tamaño, masa, etcétera. En cada caso, esta medición se hace en relación
con un estándar particular o unidad, que debe especificarse junto con el valor
numérico de la cantidad. Las unidades que se emplean en las mediciones científicas
son las del sistema métrico.
A lo largo de los años, se han utilizado varios sistemas de unidades. El sistema
métrico actual de medidas empezó a ser utilizado en 1790 por la Asamblea Nacional
de Francia, la que estableció estándares de unidades consistentes; no obstante, recién
en 1960, con otro comité internacional reunido en el mismo país, se estableció el
Sistema Internacional de Unidades (SI), que es el aceptado y utilizado hoy por la
comunidad científica.
1.7.1 Sistema Internacional de Unidades (SI)
En 1960, se llegó a un acuerdo internacional en el que se especificaba un grupo de
unidades métricas para emplearse en las mediciones científicas.
Las magnitudes físicas se dividen en dos categorías: básicas y derivadas.
1.7.1.1 Unidades básicas
Una magnitud básica se define en términos de un estándar, y su correspondiente
unidad es la unidad básica.
El SI se basa en siete unidades fundamentales o unidades básicas, cada una de las
cuales se proporciona en la tabla 1.5.
Tabla 1.5
Magnitudes básicas del SI
Magnitud física
Unidad
Abreviatura
metro
M
Masa
kilogramo
Kg
Tiempo
segundo
S
kelvin
K
mol
mol
Intensidad de corriente eléctrica
amperio
A
Intensidad luminosa
candela
Cd
Longitud
Temperatura
Cantidad de sustancia
A continuación, se describirán dos de las unidades básicas más usadas en química.
Masa
La masa es la medida de la cantidad de materia que hay en un objeto. En el SI, el
patrón de masa es el kilogramo (kg), que es bastante grande para la mayoría de
aplicaciones químicas, por lo que, más frecuentemente, utilizamos la unidad gramo
Fundamentos de química
18
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(g); para átomos y moléculas, por lo general, se usa la unidad de masa atómica
(uma). El dispositivo habitual para medir la masa de un objeto es la balanza.
Temperatura
La temperatura es una medida para establecer qué tan fría o caliente es una sustancia
en relación con otra. Desde el punto de vista microscópico, la temperatura es una
medida del grado de agitación molecular de una sustancia. El instrumento más común
para medir la temperatura es el termómetro y las tres escalas de temperatura más
importantes son la escala Celsius —antes llamada centígrada (oC)—, la kelvin o
absoluta (K) y la Fahrenheit (oF). La unidad básica de temperatura en el SI es el kelvin
y es la que se prefiere en todo trabajo científico. Las tres escalas difieren en el tamaño
de la unidad o temperatura del punto cero. La figura 1.8 muestra los puntos de
congelamiento y ebullición en las tres escalas.
Figura 1.8
La temperatura de congelamiento y ebullición del agua en las escalas de
temperatura Celsius, kelvin y Fahrenheit
1.7.1.2 Unidades derivadas
Una cantidad derivada es toda aquella que se define en términos de las siete
cantidades básicas. Por ejemplo, la rapidez se define como la razón entre la distancia
recorrida y el tiempo que se toma en viajar dicha distancia. En la tabla 1.6, se
mencionan algunas cantidades derivadas con sus respectivas unidades derivadas.
Tabla 1.6
Magnitudes derivadas del SI
Magnitud física
Unidad
Abreviatura
Área
metro cuadrado
m2
Volumen
metro cúbico
m3
Densidad
kilogramo por metro cúbico
kg/m3
Fuerza
newton
N (kg m s-2)
Presión
pascal
Pa (N m-2)
Energía
julio
J (kg m2 s-2)
Fundamentos de química
19
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A continuación, se describen dos de las unidades derivadas más usadas en química.
Densidad
La densidad (d) de un cuerpo es la razón de su masa y su volumen. La unidad de la
densidad según el SI es kg/m3, pero, en química, la densidad es dada comúnmente en
g/mL (g/cm3).
Tabla 1.7
Comparación de la densidad de algunas sustancias
Sustancia
Agua
Alcohol
Mercurio
Densidad
(20 °C y 1 atm)
0,998 g/mL
1 mililitro
pesa
0,998 g
0,789 g/mL
0,789 g
13,534 g/mL
13,534 g
La densidad depende de la temperatura, porque el volumen cambia con la
temperatura, mientras que la masa permanece constante.
Ejemplos:
–
La densidad del agua a 4 oC es 1,000 g/mL; a 20 oC es 0,9982 g/mL.
–
La densidad depende, también, del estado de la materia; en general, los sólidos
son más densos que líquidos y ambos más densos que los gases.
Presión
La presión (P) se define como la fuerza ejercida por unidad de área. En unidades del
SI, la presión está en unidades de N/m2 o pascal; sin embargo, se suelen utilizar otras
unidades como atmósfera (atm), milímetro de mercurio (mmHg) o torricelli (torr).
1,013x105 Pa = 1 atm = 760 mmHg = 760 torr
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Presión atmosférica
Es la presión que ejerce la atmósfera sobre la Tierra. Se mide en un barómetro (véase
la figura 1.9).
Figura 1.9
Medida de la presión atmosférica utilizando un barómetro
(a) Los niveles de mercurio son iguales (tubo abierto). (b) El mercurio sube 760
mm y es la presión barométrica (tubo cerrado al nivel del mar a 0 oC).
Presión del gas
Es la presión que se genera por el choque de los átomos o moléculas de un gas sobre
las paredes del recipiente que lo contiene. Se mide en un manómetro y puede ser
mayor, menor o igual a la manométrica (véase figura 1.10).
Figura 1.10
Medida de la presión de un gas utilizando un manómetro de rama abierta.
(a) Presión del gas igual a la presión atmosférica; (b) presión del gas mayor que la
presión atmosférica; (c) presión del gas menor que la presión atmosférica
Fundamentos de química
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1.7.2 Prefijo
El SI es un sistema decimal y las magnitudes que difieren de la unidad básica, ya sean
mayores o menores, en potencias de diez, se indican por medio de prefijos escritos
antes de la unidad básica. La tabla 1.8 muestra la mayoría de estos prefijos
importantes.
Ejemplos:
–
El prefijo mili representa la fracción 10-3 de una unidad: un miligramo (mg) es 10-3
gramos; un milímetro (mm) es 10-3 metros.
–
El prefijo kilo representa 103 de una unidad: un kilómetro (km) es 103 metros.
Tabla 1.8
Prefijos empleados en el SI
Prefijo
Exa
Abreviatura
Múltiplo
E
10
Tera
T
1015
Peta
P
1012
Giga
G
109
Mega
M
106
Kilo
K
103
Hecto
h
102
Deca
da
10
Deci
d
10-1
Centi
c
10-2
Mili
m
10-3
Micro
10-6
Nano
μ
n
Pico
p
10-12
Femto
f
10-15
Atto
a
10-18
18
10-9
1.7.3 Análisis dimensional
El análisis dimensional es una estrategia que nos ayuda a resolver problemas, en la
que se utilizan unidades en todos los cálculos; con ello se asegura que las soluciones
a los problemas tengan unidades correctas.
La clave para usar el análisis dimensional es el empleo correcto de factores de
conversión para transformar una unidad en otra. Un factor de conversión es una
fracción cuyo numerador y denominador son la misma cantidad expresada en
diferentes unidades. Lo utilizamos para eliminar la unidad dada y quedarnos con la
unidad solicitada o deseada.
Fundamentos de química
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En general, se tiene lo siguiente:
Unidad dada x
Unidad deseada
= Unidad deseada
Unidad dada
Ejemplo:
Expresa la cantidad de 20 g/cm3 en kg/m3.
20
g
1 cm3
10-3 kg
x
x
= 20 x 103 kg/m3
3
-6
3
cm
10 m
1g
Autoevalúate 5
a. El radio atómico del cobre es de 128 pm. ¿Cuál es su diámetro en nanómetros?
b. La velocidad de la luz en el vacío es 2,998x108 m/s. ¿Cuál es la velocidad en
km/h?
c. Los impulsos nerviosos viajan en el cuerpo a 400 ft/s. ¿Cuál es su velocidad en
metros por minuto?
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EJERCICIOS INTEGRADORES
1. Indica la relación correcta.
I.
Ley
i.
II.
Teoría
ii.
III.
Hipótesis
iii.
Es la etapa final del método
científico.
Es el resultado de la recopilación
de datos.
Es la etapa de planteamientos y
predicciones.
a) I-ii, II-i, III-iii
b) I-i, II-iii, III-ii
c) I-i, II-ii, III-iii
d) I-iii, II-i, III-ii
e) I-ii, II-iii, III-i
2. En relación con una mezcla, indica verdadero (V) o falso (F).
i.
ii.
iii.
iv.
No tiene fórmula.
Su composición es definida.
Es materia heterogénea.
Es una sustancia química.
a) VVFV
b) VFFF
c) VVFF
d) FVVF
e) VFFV
3. Identifica el número de elementos, el número de compuestos, la mezcla
homogénea y la mezcla heterogénea, respectivamente, en las siguientes
muestras: Agua potable, estaño, Glucosa , Amalgama, Hidrógeno, mercurio,
Formol, Aire, Grafito, Agua con mercurio, amoniaco, agua con gasolina, fósforo,
etanol, y solución acuosa de azúcar.
a) 4, 5, 4, 2
b) 4, 4, 4, 3
c) 5, 3, 5, 2
d) 5, 4, 4, 2
e) 5, 2, 4, 4
4. ¿Cuál de las siguientes alternativas solo contiene compuestos químicos?
a.
b.
c.
d.
e.
Cafeína - ácido cítrico - formol
Leche - cloruro de sodio - agua
Colesterol - acero - bromo
Agua - celulosa - dióxido de carbono
Gasolina - propano - clorofila
Fundamentos de química
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5. Dada la propiedad, indica si se refiere al estado sólido (S), líquido (L) o gas (G).
i.
Estado de agregación en el que las fuerzas de atracción entre partículas son
muy débiles
ii. Estado de agregación con forma definida
iii. Estado de agregación con forma indefinida, pero con volumen definido
a) L, S, G
b) L, G, S
c) G, S, L
d) G, L S
e) S, G, L
6. Señala cuáles de estas propiedades caracterizan al estado sólido según la teoría
cinética (tres respuestas son correctas).
i.
ii.
iii.
iv.
v.
Las partículas se mueven libremente.
Las partículas están fijas.
Las partículas están unidas débilmente.
Las partículas están ordenadas formando una estructura cristalina.
Tiene masa y volumen fijos.
a) I, II, V
b) II, IV, V
c) I, II, IV
d) I, IV, V
e) II, III, V
7. Indica si ha habido un cambio físico (F) o químico (Q) en los procesos mostrados a
continuación.
i. La escarcha que se forma al bajar la temperatura en una noche húmeda de
invierno
ii. El hierro de la chatarra de los coches que, lentamente, forma una frágil costra
café rojiza
iii. Cortar un leño
iv. Quemar un leño
v. Encender una cocina eléctrica
vi. Encender una cocina a gas
a) FFFQFF
b) QFFQFQ
c) QQFQQF
d) FQFQFQ
e) FQQFFQ
Fundamentos de química
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8. El etilenglicol, un anticongelante líquido, tiene una densidad de 1,11 g/mL a 20 °C.
i. ¿Cuál es la masa en gramos de 450 mL de etilenglicol?
ii. ¿Cuál es el volumen en mililitros ocupado por 65,0 g de etilenglicol?
a) 246,7 g; 58,6 mL
b) 405,4 g; 58,6 mL
c) 499,5 g; 72,2 mL
d) 499,5 g; 58,6 mL
e) 405,4 g; 72,2 mL
9. ¿Cuál número está identificado incorrectamente?
a) 2,3 x 10-12 m = 2,3 pm
b) 4,8 x 103 g = 4,8 kg
c) 4,8 x 10-6 mL = 4,8 μL
d) 7,9 x 106 m = 7,9 Gm
e) 5,8 x 10-9 s = 5,8 ns
10. La densidad del cobre es de 8960 kg/m3. ¿Cuál de las siguientes es la
equivalencia correcta a esta cantidad?
a) 89,6 g/mL
b) 8,96 g/dm3
c) 0,896 mg/L
d) 8,96x10-6 kg/mL
e) 8,96 g/mL
Fundamentos de química
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II. ESTRUCTURA ATÓMICA
2.1 ÁTOMOS, PARTICULAS FUNDAMENTALES
2.2 NOTACIÓN ATÓMICA
2.3 MODELOS ATÓMICOS
2.3.1 El átomo de Bohr y la radiación electromagnética
2.3.2 Espectros atómicos y el átomo de Bohr
2.4 TEORÍA ATÓMICA MODERNA
2.5 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
EJERCICIOS INTEGRADORES
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
II. ESTRUCTURA ATÓMICA
2.1 ÁTOMOS, PARTICULAS FUNDAMENTALES
Desde siempre, hubo interés por conocer la naturaleza de la materia. La comprensión a
nivel microscópico es la base para entender por qué la materia presenta tantas y tan
variadas propiedades físicas y químicas.
Ya desde el siglo V a. C., Demócrito denominó átomos a lo que se consideraba que eran
las partículas indivisibles más pequeñas que formaban la materia. En 1808, John Dalton
describió el átomo como indivisible y formuló la primera teoría atómica que ha soportado
el paso del tiempo. Estos son sus postulados:
–
–
–
–
Cada elemento se compone de partículas extremadamente pequeñas: los átomos.
Todos los átomos de un elemento son idénticos; tienen iguales tamaño, masa, y
propiedades físicas y químicas.
En una reacción química, los átomos de un elemento no se transforman en átomos
de otro elemento; solo cambian su distribución.
Cuando se combinan átomos de más de un elemento, lo hacen siempre en
proporciones de masa definida y constante.
Las evidencias e investigaciones experimentales a través del tiempo fueron confirmando
estos postulados, y la teoría de Dalton resulta siendo válida hasta nuestros días. Una
teoría científica es válida si explica satisfactoriamente las observaciones experimentales,
pero nunca es definitiva; siempre se encuentra en permanente revisión.
Una serie de investigaciones han ido demostrando que el átomo no es indivisible, sino
que está formado por partículas aun más pequeñas denominadas partículas
subatómicas. La lista de partículas subatómicas que se conocen actualmente consta de
centenares de partículas, formadas por constituyentes más simples llamadas quarks, que
interactúan entre ellos.
Actualmente se cree que los quarks son los componentes más pequeños y, por tanto,
son los considerados como las partículas elementales de la materia.
Protones, neutrones y electrones
Sin embargo, a pesar de que se sabe que no son «elementales», es usual hablar de
protones, neutrones y electrones como partículas elementales debido a que estas son
las responsables de las propiedades de los átomos. Las dos primeras se encuentran en
el interior del núcleo y los electrones se hallan fuera del núcleo.
Un átomo es neutro porque el número de protones es igual al número de electrones. Si
observamos en la tabla 2.1, se verá que el protón y el neutrón tienen, aproximadamente,
la misma masa, pues la diferencia es tan pequeña que resulta insignificante; sin
embargo, la diferencia con la masa del electrón es muy significativa.
Obsérvense las principales características de las partículas subatómicas en la tabla 2.1.
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Estructura atómica
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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Tabla 2.1
Principales características de las partículas subatómicas
Partícula
Símbolo
Masa (g)
Electrón
Protón
Neutrón
ep
n
9,109x10-28
1,6726x10-24
1,6749x10-24
Carga
(unitaria)
-1
+1
0
¿Cuántos electrones serán necesarios para tener una masa equivalente a la masa de un
protón o del neutrón? Serían necesarios 1837 electrones para tener una masa
equivalente a la masa de un solo protón o neutrón; entonces, la masa de los electrones
equivale a una fracción insignificante en relación con la masa de un átomo.
Ahora, si analizamos los valores en gramos de las masas de estas partículas
subatómicas, notaremos lo pequeñas que son. Dado que las masas son tan pequeñas,
en la práctica, resultaría muy engorroso tanto pesar esas cantidades (no existen
balanzas capaces de pesar masas tan pequeñas) como manejar esas cantidades, por lo
que se trabaja con masas atómicas relativas.
Puesto que la masa del electrón es despreciable comparada con la de los protones y
neutrones, podemos considerar que la masa de un átomo viene dada por la suma de sus
neutrones y protones. En realidad, las partículas que tienen masa (neutrones y protones)
se encuentran empaquetadas en el centro del átomo en un núcleo diminuto (de diámetro
aproximado 1x10-15 m), mientras que los electrones se mueven alrededor del núcleo en
regiones definidas denominadas orbitales (los estudiaremos más adelante) .
Ahora bien, ¿cómo será la densidad del átomo respecto de la de su núcleo? Si
prácticamente toda la masa se encuentra concentrada en el núcleo, y este representa
una parte diminuta del átomo, en consecuencia la densidad del núcleo será
extremadamente grande en relación con la del átomo. Para darnos una idea, podemos
imaginar el sistema solar, donde el Sol es el núcleo y los planetas serían los electrones
que giran alrededor, o podemos pensar en un estadio de fútbol, en el que la pelota
colocada en la mitad de la cancha representa al núcleo del átomo.
Los átomos son extremadamente pequeños para ser vistos. Recién a mediados de los
años 80, se obtuvieron imágenes reales de átomos en la superficie de ciertos materiales.
Figura 2.1
Átomo de xenón sobre una superficie metálica
La imagen fue tomada con un microscopio
especial denominado de efecto túnel.
Fuente: http://www.tic3tac.com/cuantica_cap_3.htm (consulta: 7 de julio de 2008)
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Estructura atómica
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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El xenón es un elemento químico cuyo símbolo es Xe. Es un gas noble muy pesado e
incoloro, presente en la atmósfera terrestre en muy pequeñas cantidades.
Autoevalúate 1
Observa los datos en la tabla 2.1 y contesta lo siguiente:
1. Los átomos son eléctricamente neutros; entonces, ¿cómo deberá ser el número de
protones respecto del de electrones?
2. Observa el valor de la masa del protón y el del electrón. Determina la relación entre
ellos. ¿Cómo es la masa del protón respecto de la del electrón?
3. ¿Cuál será la masa promedio para una especie Y que contiene 12 protones, 13
neutrones y 12 electrones?
2.2 NOTACIÓN ATÓMICA
La masa de un átomo depende del número de partículas que contenga. Todos los
átomos pueden identificarse por el número de protones en el núcleo: este es su número
atómico. Este dato constituye su identidad.
A
Notación atómica
donde
Z
Z = Número atómico: Nº de protones
A = Número de masa: N° de protones + N° de neutrones
X = Símbolo del elemento
X
Así, por ejemplo, todos los átomos de oxígeno tienen 8 protones; entonces, el número
atómico del oxígeno es 8.
No existen cantidades fraccionadas de protones, solo números enteros. En la tabla
periódica, los elementos se encuentran ordenados de acuerdo con su número atómico.
Por ejemplo, observemos el Li:
–
¿Cuál es el número de protones de ese átomo? El número de protones es 3.
–
Si tiene 4 neutrones, ¿cuál es el número de masa? El número de masa sería el
siguiente:
p + n = 3+4 = 7
–
¿Cuál es la carga eléctrica del elemento? La carga eléctrica total es cero, puesto que
el número de electrones es igual al número de protones.
Isótopos
En la tabla periódica, cada elemento aparece con un valor de masa que también se
conoce como peso atómico, pero esta masa atómica tiene, generalmente, valores con
decimales. Lo que sucede es que la masa atómica de un elemento es, en realidad, el
promedio de las masas de todos sus isótopos naturales en las proporciones en las que
existen en la naturaleza.
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Estructura atómica
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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Entonces, ¿qué son isótopos? Todos los átomos de un elemento tienen igual número de
protones (igual Z), pero no tienen el mismo número de neutrones. Estos átomos que
tienen de un mismo elemento que poseen diferentes masas se llaman isótopos.
Así, tenemos que el Cu presenta dos isótopos naturales:
–
–
63
Cu con una abundancia de 69,2% y una masa de 62,9296 uma
Cu con una abundancia de 30,8% y una masa de 64,9278 uma
65
La mayor parte de elementos tienen varios isótopos.
Se trata del mismo elemento, pero con una diferencia mínima en la masa; por lo tanto,
las propiedades físicas y químicas serán muy semejantes.
Veamos el siguiente caso: ¿las notaciones 167 X y 147 X corresponden al mismo elemento?
Difieren en el número de neutrones, pero tienen el mismo número de protones, por lo
que corresponden al mismo elemento.
En medicina, el uso de isótopos está muy extendido. El Co-60 se emplea en el
tratamiento del cáncer por radio terapia; el I-131 se emplea en el tratamiento del cáncer
de tiroides y para medir la actividad del hígado; el C-14 se utiliza para datar muestras;
etcétera.
Autoevalúate 2
1. Indica el número de neutrones, protones y electrones en cada una de las especies
químicas siguientes:
84
38
66
30
Sr
127
53
Zn
I
2. Dado un átomo con 10 electrones, 10 protones y un número de masa de 22:
a.
b.
c.
d.
¿Cuál es la carga eléctrica del átomo?
¿Cuántos neutrones tiene?
¿Cuál es el número atómico?
Representa simbólicamente al elemento.
25
3. Si se tiene un elemento con la representación 12
X y este pierde 2 electrones, ¿cuál
será su composición atómica y su representación?
4. ¿Cuál será la representación de la especie X que contiene 24 protones, 26 neutrones
y 26 electrones?
5. El Fe-59 radioactivo se usa para medir la rapidez de formación y la duración de los
glóbulos rojos.
a. Indica el número de protones, neutrones y electrones del elemento.
b. Represéntalo en la forma AZ X .
6. En la siguiente relación de elementos, selecciona aquellos que correspondan a
isótopos.
10
5
X
118
50
X
11
5
X
119
50
X
10
4
X
118
51
X
_____________________________________________________________________ 31
Estructura atómica
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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2.3 MODELOS ATÓMICOS
El primer modelo de átomo propiamente dicho corresponde a Dalton. Diferentes
elementos están formados por distintos átomos, de modo tal que el compuesto químico
es la combinación de dos o más elementos. Esa combinación se hace siempre en
proporciones fijas de masa.
Figura 2.2
Elementos y compuestos según el modelo de Dalton
Elementos
Compuestos
En 1897, con el descubrimiento del electrón, Joseph John Thomson determinó que la
materia se componía de una parte positiva (protones) y otra negativa (electrones).
Propuso un modelo en el que el átomo se semejaba a un pastel con pasas (un «pudín de
pasas»). El número de cargas positivas era igual al de cargas negativas, de modo que, al
perder o ganar electrones, el átomo se cargaba ya fuera positiva o negativamente. Este
modelo no explicaba la existencia de otro tipo de radiaciones.
Figura 2.3
Átomo según el Modelo de Thomson
Con los resultados de su experimento en 1911, Ernest Rutherford propuso un modelo en
el que los átomos no eran macizos, sino que estaban vacíos en su mayor parte. Postula
que la parte positiva se concentra en un núcleo; por lo tanto, este último representa
prácticamente la masa de los elementos, mientras que los electrones (en igual numero
que los protones) giran alrededor del núcleo en órbitas circulares o elípticas. Rutherford
predijo la existencia del neutrón en 1920, aunque recién en 1932 J. Chadwick descubre
el neutrón, poseedor de una masa muy parecida a la del protón.
_____________________________________________________________________ 32
Estructura atómica
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Figura 2.4
Átomo según el modelo de Rutherford
El átomo de Rutherford aún presentaba muchas incongruencias con los datos
experimentales; sobre todo, contradecía las leyes del electromagnetismo, que
pronosticaban que una carga eléctrica en movimiento (electrón) debería emitir energía
constantemente en forma de radiación, por lo que llegaría un momento en que el electrón
caería sobre el núcleo.
Niels Bohr, tomando como punto de partida el átomo de Rutherford, aplica la hipótesis
cuántica de Planck y desarrolla la teoría de la cuantización de la energía, cuyos
postulados son los siguientes:
–
Los electrones giran alrededor del núcleo en niveles bien definidos y dichos niveles
albergan un número limitado de electrones.
–
Las órbitas están cuantizadas: tienen determinado valor de energía, que crece
según se aleja del núcleo.
–
Los electrones no irradian energía cuando permanecen en su órbita.
–
Los electrones pueden saltar de una a otra orbita. Si el salto es de una órbita mayor a
una menor, irradia energía; no obstante, si es de menor a mayor nivel, absorbe
energía.
Figura 2.5
Modelo de Bohr, que muestra los niveles energéticos (órbitas cuantizadas)
Orbitas para n = 1,2 y 3 en
aumento de tamaño
Fotón emitido con E = h υ
El modelo de Bohr explica el espectro de emisión del hidrógeno y de átomos con un solo
electrón, pero falla cuando se aplica a átomos multielectrónicos.
En 1924, Louis Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia y, luego,
en 1926, propone el modelo de átomo actual, en el que los electrones no son esferas
_____________________________________________________________________ 33
Estructura atómica
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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que giran alrededor del núcleo; en contraste, se describe a los electrones como una
función de onda (función matemática), lo que significa una zona de probabilidad en el
espacio o una región delimitada en el espacio, que se conoce como orbital. Entonces, se
tiene lo siguiente:
Orbital: zona de alta probabilidad en el espacio donde es posible encontrar
al electrón.
2.3.1 El átomo de Bohr y la radiación electromagnética
Debemos recordar que los electrones, en el átomo, están confinados a determinados
niveles de energía y que mientras permanecen en esos niveles permitidos ni irradian ni
absorben energía.
El nivel 1 es el de menor cantidad energética ya que es el más próximo al núcleo. Para
que los electrones puedan pasar de un nivel a otro se requiere transferir energía. La
energía involucrada en esos saltos esta tiene valores determinados (está cuantizada)
Mover un electrón de uno a otro nivel implica un valor mínimo de energía o un múltiplo de
ese valor de energía.
Una posible analogía resulta al analizar cómo no es posible quedarse en la mitad de un
escalón: es necesaria una energía suficiente para remontarlo (véase la figura 2.6). Un
paquete es igual a un cuanto.
Figura 2.6
Energía necesaria para remontar un escalón (paquete o cuanto de energía)
La energía que se transfiere es de naturaleza luminosa, el átomo puede emitir o absorber
luz. La luz tiene naturaleza dual (se comporta como partícula y como onda
electromagnética). A las unidades o partículas capaces de comportarse de manera dual
las llamamos fotones.
Puesto que la materia tiene propiedades ondulatorias, todo material emite radiación
electromagnética.
Ahora bien, ¿qué significa que un fotón se comporte como onda electromagnética?, ¿qué
es una onda electromagnética?
–
Una onda electromagnética es una vibración que se propaga a través del espacio.
Sin embargo, a diferencia de las ondas mecánicas —por ejemplo, las que se forman
en el agua al caer una piedra—, no requieren un medio material para propagarse.
_____________________________________________________________________ 34
Estructura atómica
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–
Las ondas electromagnéticas consisten en vibraciones simultáneas en dos campos
de ondas, magnético y eléctrico, que se propagan; estos son perpendiculares entre sí
(véase la figura 2.5).
Figura 2.7
Campos eléctrico y magnético, perpendiculares entre sí
Campo eléctrico
–
Las ondas tienen asociada una longitud de onda (λ) y una frecuencia (‫)ע‬.
Figura 2.8
Frecuencia y longitud de una onda electromagnética
λ: Distancia entre dos posiciones
equivalentes en la onda
λ
–
‫ע‬: Número de ondas que se
propagan por
unidad de
tiempo
La luz es una onda electromagnética y se propaga a velocidad constante.
c = λ , donde c es la velocidad de la luz en el vacío: c = 3x108 m/s
Debido a la dualidad onda-partícula, cada fotón (partícula de luz) tiene asociada una
energía proporcional a la frecuencia de la onda, dada por la ecuación de Planck.
Efotón = h‫ = ע‬hc/ λ
Donde h = 6,625x10-34J s
La frecuencia se expresa en ciclos por segundo, que se llaman, también, hertz (Hz).
Suelen darse «por segundo», lo que se denota s-1. Mucho de lo que se conoce en la
actualidad acerca de la estructura de los átomos proviene del análisis de la luz emitida o
absorbida por las sustancias. La energía proveniente de los átomos se transporta a
través del espacio a la velocidad de la luz.
La ecuación de Planck describe la estrecha relación entre la energía de los fotones y la
radiación luminosa correspondiente. Hay muchos tipos de radiación, dependiendo de la
longitud de onda. La radiación electromagnética recibe diferentes nombres, desde los
rayos gamma, pasando por la luz visible, hasta las ondas de radio. El rango completo de
longitudes de onda es el espectro electromagnético.
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Estructura atómica
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La luz visible corresponde a longitudes de onda entre 400 y 700 nm, de modo tal que es
una porción muy pequeña del espectro electromagnético. Nosotros podemos percibir los
colores por causa de las reacciones químicas que la luz causa en nuestros ojos. Dentro
de la luz visible, el violeta es el que tiene la mayor energía.
Las radiaciones con mayor energía, esto es, con mayor frecuencia, son de naturaleza
ionizante y, por tanto, más dañinas.
Figura 2.9
Longitudes de onda de la radiación electromagnética. Distintas regiones del
espectro electromagnético
Nótese la relación inversamente proporcional entre longitud de onda y la
frecuencia de la radiación. A mayor frecuencia, mayor energía, y la
radiación es más penetrante o dañina.
Así, un fotón de luz UV tiene mayor energía que un fotón de luz roja.
Figura 2.10
Espectro visible
El color se puede expresar cuantitativamente por su longitud de onda.
Ejemplo:
Una lámpara de vapor de sodio que se usa para iluminación pública tiene una longitud de
onda de 590 nm. ¿Cuál es la frecuencia de la radiación?
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Estructura atómica
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Si c = λ ‫ע‬
c = 3x108 m/s = 590 nm ×
⇒
10−9 m
ν
nm
υ = 5, 08 × 1014 s −1
Autoevalúate 3
1. ¿Cuál será la carga de un átomo si perdiera un electrón?
2. Describe cuáles crees que fueron las contribuciones fundamentales de los modelos
atómicos de Thomson y Rutherford.
3. ¿Qué se entiende por teoría cuántica?
4. Explica qué significa que la luz tiene comportamiento dual.
5. ¿Cuál es la longitud de onda de una radiación de 1230 Hz?
6. Explica cuál fotón será más energético, aquel con una longitud de onda igual a 780
nm u otro con 460 nm? Deduce a qué región del espectro pertenecen.
7. Explica cuál radiación crees que pueda ser más dañina al ser humano: ¿los rayos
infrarrojos o las ondas de radio?
8. ¿Qué color de la luz visible tiene la frecuencia más alta?
9. ¿De qué color se verá esta si se emite una radiación de 525 nm?
2.3.2 Espectros atómicos y el átomo de Bohr
Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación electromagnética, pero solo en
algunas frecuencias, que le son características a ese elemento. Puesto que el espectro
tanto de emisión es único para cada elemento, visualizar su espectro resulta útil para
identificar al elemento. De este modo, el hidrógeno tiene su propio espectro, el sodio
poseerá también el suyo, etcétera.
Niels Bohr describe al átomo de hidrógeno como un núcleo (positivo) alrededor del cual
gira un único electrón (negativo) que circulará en algunas orbitas posibles; para cada
órbita, la energía esta cuantizada.
Figura 2.11
Paso del electrón del nivel 1 al nivel 2 en el átomo de hidrógeno
Energía
e
n
Núcl
e
n
n
El cambio de nivel del electrón
implica determinada cantidad de
energía.
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Estructura atómica
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En 1913, Bohr explica el espectro de emisión del hidrógeno.
El menor nivel posible para un electrón es n = 1, al que se conoce como nivel basal o
fundamental (cuando se encuentra más cercano al núcleo). Para que el electrón cambie
de un estado a otro, necesitará cambiar de energía. Entonces, las transiciones de nivel
ocurren cuando el átomo intercambia fotones con la luz. Si el átomo emite fotones, el
electrón desciende de nivel y será más estable. Este proceso de emisión es lo que da
por resultado los espectros de los elementos. Los espectros atómicos son espectros de
emisión.
Figura 2.12
Espectro de líneas del hidrógeno producido cuando el electrón desciende de nivel
n=4
n=3
n=2
n=1
Energía
n=3
e
-
n=2
n=1
Según el trabajo de Planck, un fotón puede pasar de un nivel de energía inferior a otro
superior (del estado fundamental al estado excitado), pero, para ello, necesita ganar
energía (cuantos); al absorber energía, el electrón sube de nivel.
En toda transición electrónica de un nivel a otro, entonces, hay un cambio de energía
involucrado. Según la teoría de Planck, para una orbita determinada la energía viene
dada por lo siguiente:
En = -RH / n2 y RH = 2,18x10-18 J
En representa la energía del átomo de hidrógeno en función del nivel.
RH es la constante de Rydberg, que depende de parámetros propios del hidrógeno.
n es el nivel de energía donde se encuentra circulando el electrón.
La energía entre un nivel de energía a otro vendrá dada por:
ΔE = En final - En inicial
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Estructura atómica
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Autoevalúate 4
La estructura de un átomo nos describe cómo están dispuestos los electrones. Sin
embargo, estos emiten o absorben energía permanentemente, lo cual fue observado al
ver el comportamiento de la materia frente a la luz; entonces, la materia y, por lo tanto,
los electrones tienen propiedades ondulatorias. Es decir, los átomos se comportan como
ondas de materia.
1. Determina la variación de energía (∆E) presente en una transición electrónica del
tercer al segundo nivel y explica si la energía será absorbida o emitida.
2.
El láser de rubí fue uno de los primeros que se conocieron; emite 694 nm. Si se trata
de una emisión de 4,5x1022 fotones:
a.
b.
c.
d.
¿Cuál es la frecuencia de absorción?
¿Cuál es el valor de la energía total emitida?
¿Cuál será el signo de la energía según la convención de signos?
Dada una radiación de 6,7x1025 fotones, ¿cuál fue la energía emitida?
3. Indica, en las siguientes transiciones, cuál de ellas emite energía y cuál absorbe.
n = 3 a n = 1 y de n = 2 a n = 4.
2.4 TEORÍA ATÓMICA MODERNA
La teoría de De Broglie (propiedades ondulatorias del electrón) y el principio de
incertidumbre de Heisenberg prepararon el terreno para la teoría atómica moderna. El
resultado es una teoría que describe la energía del electrón con precisión y describe,
también, su ubicación en términos de probabilidades: esta es la mecánica cuántica.
Una de las limitaciones del modelo de Bohr es que este supone que la ubicación y la
energía de un electrón pueden ser conocidas con exactitud en cualquier instante. Esto es
falso, debido a que son muy pequeños y están en continuo movimiento .Por esta razón,
no es posible determinar la posición y la energía de un electrón al mismo tiempo.
Principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer
simultáneamente la posición (momentum) del electrón y su posición exacta en
el espacio.
En 1926, Erwin Schorödinger propuso una ecuación conocida como función de onda,
cuya resolución ofrece una forma de visualizar la estructura atómica. Para el caso del
átomo de hidrógeno, esta teoría coincide con la de Bohr, pero, en el modelo de la
mecánica cuántica, se habla, más bien, de la probabilidad de que el electrón esté en
determinada región del espacio en determinado momento. A esta región en el espacio se
denomina orbital.
La solución de la ecuación de Schorödinger produce el conjunto de funciones que se
denominan orbitales. Se debe recordar que cada orbital describe una distribución
espacial de densidad electrónica.
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Estructura atómica
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Figura 2.13
Orbital 1s (la envoltura es una esfera)
y
X
Z
La forma de representar la probabilidad
(orbital) de encontrar a un electrón se
define como densidad electrónica. Así, la
distribución para la densidad electrónica en
el átomo de hidrógeno corresponde a una
esfera.
Cada subnivel tiene un número definido de
orbitales, donde se encuentran los
electrones. Cada orbital puede contener,
como máximo, dos electrones.
A diferencia del modelo de Bohr —que introdujo un único número cuántico, n, para
describir una órbita—, el modelo de mecánica cuántica emplea tres parámetros
(números cuánticos n, l y m) para describir un orbital (no puede describir órbitas,
pues no es posible medir, con precisión, el movimiento del electrón).
Para el nivel n = 3, tenemos, en la figura 2.14, la representación de los orbitales:
Figura 2.14
Distribución de densidad electrónica o representación de orbitales posibles
para el nivel 3
Fuente: http://www.uhu.es/quimiorg/imagenes/orbitales.jpg (consulta: 7 de julio de 2008)
2.5 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
La configuración electrónica expresa la secuencia en que los electrones se ubican en los
orbitales de un átomo. A la vez, especifica los niveles y subniveles ocupados, y su
número de ocupación.
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Estructura atómica
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Las propiedades físicas y químicas de los elementos dependen, fundamentalmente, de
su configuración electrónica. Para escribir la configuración electrónica de un elemento,
se deberán seguir las reglas que se presentan a continuación.
Figura 2.15
Energía relativa y orden en el cual se llenan los subniveles según la regla de
Aufbau
1s
2s
3s
4s
5s
6s
2p
3p
4p
5p
6p
3d
4d 4f
5d 5f 5g
6d 6f 6g 6h
7s 7p 7d 7f 7g
El principio de Aufbau es una regla que permite determinar el orden de llenado de los
orbítales. (Se conoce, también, como regla del serrucho). Según esta regla, siguiendo las
diagonales de arriba a abajo (véase la figura 2.13), se obtiene el orden de energía de los
orbitales y su orden consecutivo.
La regla de Hund señala que los orbitales de igual energía (orbitales con igual valor de n
y l) se llenan de manera que exista el mayor número posible de electrones
desapareados.
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d …………..
Menor energía
(más cerca del núcleo)
Mayor energía
(más lejos del núcleo)
Ejemplo1:
Llénese la configuración electrónica para 3Li. Su configuración electrónica será 1s2 2s1.
Dos electrones en el nivel 1s, el orbital está lleno con un par de electrones y un solo
electrón en el nivel 2s; el orbital está semilleno.
Ejemplo 2:
Para llenar la configuración de un elemento: 13Z:
16Z:
1s2 2s2 2p63s2 3p1
1s2 2s2 2p63s2 3p4
En el caso 16Z, para llenar los orbitales 3p ubicados en el mismo nivel energético,
será correcto:
(máximo número de e- desapareados)
Es incorrecto:
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Estructura atómica
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En este caso, tenemos tres niveles; 1, 2 y 3. En el nivel 2 y 3, tendremos dos subniveles
o subcapas, s y p.
En el primer nivel, hay dos electrones; ocho en el segundo nivel; y seis electrones en
el tercer nivel.
El último nivel es el llamado nivel de valencia (nivel de energía más externo). Los
electrones en este nivel son los electrones de valencia y tienen una gran importancia,
pues son los que participan en las reacciones.
Dentro de la configuración electrónica, llamamos electrón diferenciador al último
electrón de la secuencia.
Ejemplo:
Para el átomo de azufre, determínese la configuración electrónica, el nivel y los
electrones de valencia e indíquese el electrón diferenciador.
–
Configuración electrónica para 16S: 1s22s22p63s23p4
–
Nivel de valencia: último nivel con electrones es 3.
–
Electrones de valencia: en el nivel 3, se cuenta con 6 electrones (2 en orbital s y 4 en
orbítales p).
Electrón diferenciador: 4 e- en el último subnivel. Entonces:
↑↓ ↑ ↑
El electrón diferenciador será el encerrado en el círculo.
Autoevalúate 5
1. Predice el número de subcapas para n = 3. Además, identifica los orbítales en cada
subcapa.
2. El fósforo es un elemento importante en el nivel molecular de la vida. Escribe su
configuración electrónica.
3. Respetando la regla de Hund y el principio de Aufbau, escribe la configuración
electrónica para los siguientes elementos:
15X, 7Y, 13Z, 19W, 5M, 11R, 6S, 1T, 18U, 4V
4. Determina el número máximo de electrones posibles en el cuarto nivel.
5. Supón los siguientes subniveles y orbitales disponibles: 2p - - - y 2s. Enuncia las
reglas necesarias para distribuir uno, dos o tres electrones.
6. Selecciona la posibilidad incorrecta.
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Estructura atómica
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EJERCICIOS INTEGRADORES
1. La afirmación «Al reaccionar dos elementos químicos para formar un compuesto, lo
hacen siempre en la misma proporción de masas» corresponde a
a.
b.
c.
d.
e.
la teoría atómica de Dalton.
el modelo atómico de Thomson.
el modelo atómico de Rutherford.
el modelo atómico de Bohr.
la teoría atómica moderna.
2. Para un átomo que tiene 12 protones, 14 neutrones y 12 electrones, ¿cuál es su
número de masa?
a.
b.
c.
d.
e.
14
24
12
26
Ninguna de las anteriores
3. ¿En qué se diferencian los isótopos del oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18?
a.
b.
c.
d.
e.
En el número de protones
En el número de neutrones
En el número de masa
En el número de electrones
Ninguna de las anteriores
4. El argón (Ar) de número atómico 18 tiene en su capa externa o nivel de valencia un
número de electrones igual a:
a.
b.
c.
d.
e.
2 electrones
8 electrones
18 electrones
10 electrones
Ninguna de las anteriores
5. De las siguientes configuraciones electrónicas, ¿cuál es la que corresponde al 29Cu?
a.
b.
c.
d.
e.
1s22s22p63s23p63d104p1
1s22s22p63s23p63d104s2
1s22s22p63s23p64s104p2
1s22s22p63s23p64s104p2
Ninguna de las anteriores
6. Las configuraciones electrónicas de Na, K, Rb y Li tienen en común que:
a.
b.
c.
d.
e.
Poseen el mismo número de capas ocupadas por electrones.
Tienen completo el subnivel más externo.
Poseen un solo electrón en el nivel más externo.
No tienen nada en común.
Son elementos no metálicos.
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Estructura atómica
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7. De los iones 7N3-, 12Mg2+, 9Cl-, 19K+ y 26Fe, ¿cuáles son isoelectrónicos?
a.
b.
c.
d.
e.
K+ y Fe
Cl- y K+
N3- y Fe
Mg2+ y Fe
Mg2+ y Cl-
8. ¿Cuál es el color que corresponde a una radiación de 700 nm?
a.
b.
c.
d.
e.
Rojo
Violeta
Azul
Verde
Amarillo
9. ¿A qué se denomina orbital?
a.
b.
c.
d.
e.
A la órbita que describe un electrón alrededor del núcleo
Al espacio entre el núcleo y la posición del electrón
A la función matemática resultante de la ecuación de Shorödinger
A la zona donde es probable encontrar a un electrón
Ninguna de las anteriores
10. Utilizando la regla de Hund, ¿en cuál de las siguientes configuraciones de elementos
queda un electrón sin aparear?
a.
b.
c.
d.
e.
12Mg
20Ca
13Al
14Si
16S
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Estructura atómica
III. TABLA PERIÓDICA
3.1 LA TABLA PERIÓDICA Y LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
3.2 PROPIEDADES PERIÓDICAS
3.2.1 El tamaño de los átomos
3.2.2 Energía de ionización
EJERCICIOS INTEGRADORES
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III. TABLA PERIÓDICA
Hacia 1860, la confusión era aún muy grande; no había un consenso y cada uno utilizaba
su propia regla para formular y nombrar compuestos. El ruso Mendeleiev, el padre de la
«clasificación periódica» de los elementos, presentó su tabla periódica en 1872, con
vacíos que se fueron llenando con los elementos faltantes según se descubrían.
3.1 LA TABLA PERIÓDICA Y LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Una de las primeras observaciones de Mendeleiev fue que el punto de ebullición de los
elementos no crecía dependiendo exclusivamente de la masa atómica, sino que lo hacía
en ciclos que fluctuaban en relación con los números atómicos.
La clave son los niveles exteriores o niveles principales en el átomo, con la numeración
más alta y que contenga electrones.
Figura 3.1
Temperatura de ebullición
de los 10 primeros elementos de la tabla periódica
Las propiedades de los elementos
del 1 al 20 presentan fluctuaciones
periódicas según el número atómico.
En la figura, se muestra la
temperatura de ebullición frente al
número atómico.
La tabla periódica es, entonces, un formato en el que se presentan todos los elementos
que existen en la naturaleza, tanto naturales como creados artificialmente, ordenados de
acuerdo con sus números atómicos.
p
s
d
f
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Tabla periódica
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El resultado es una serie de filas (periodos) y columnas (grupos), pero ¿cuál es su
utilidad?, ¿qué significa?, ¿cuál es la estructura de los átomos que hace posible un grupo
o familia de estos y que tengan propiedades semejantes? Estas y otras interrogantes
serán abordadas a continuación.
3.2 PROPIEDADES PERIÓDICAS
A las filas las llamamos periodos; a las columnas, grupos. Hay grupos que tienen sus
propios nombres.
Ejemplos:
–
–
–
–
Grupo I: metales alcalinos
Grupo II: metales alcalinos térreos
Grupo VII: halógenos
Grupo VIII: gases nobles
La numeración de un grupo puede ser IA o 1A. Como se ve, existen diversas notaciones;
utilizaremos la primera.
Los elementos que pertenecen al mismo grupo se comportan químicamente de manera
similar. De hecho, los elementos de un grupo o familia determinada presentan
propiedades muy semejantes, a excepción del hidrógeno y el helio. Por ejemplo, los
elementos del grupo IA (metales alcalinos) reaccionan violentamente con el agua, son
muy maleables, sus sales son muy solubles en agua, etcétera.
Ahora bien, ¿qué es lo que hace que los elementos de un grupo tengan propiedades
semejantes? El responsable de las propiedades similares es el llamado electrón
diferenciador (último electrón en la secuencia de llenado).
Si analizamos el electrón diferenciador en los elementos de un grupo, encontramos
ciertas analogías. Así, si examinamos el último electrón de los elementos del grupo IA,
encontramos lo siguiente:
1s1
2s1
3s1
4s1
5s1
6s1
para H
para Li
para Na
para K
para Rb
para Cs
En conclusión, en una familia de elementos representativos, los átomos de todos los
miembros tienen la misma configuración electrónica en su nivel exterior.
Los grupos IA y IIA terminan en orbitales s, los grupos B en orbitales d, los grupos del IIIA
al VIIIA en orbitales p y las filas inferiores en orbitales f. Se llama elementos
representativos a los grupos A; a los grupos B se les conoce como elementos de
transición; por último, los renglones fuera de la tabla, o grupos f, son los elementos de
transición interna.
Periódico significa la repetición de algo en forma regular. Así, muchas de las propiedades
de los elementos varían periódicamente con sus números atómicos.
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Tabla periódica
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La tabla periódica organiza los elementos para mostrar sus propiedades periódicas. La
configuración electrónica es la base de la organización de la tabla periódica. Al observar
los niveles exteriores, familia por familia, se notan las coincidencias.
De la misma forma, tal como se describió para el grupo IA, los elementos que pertenecen
al mismo grupo o familia tienen igual número de electrones en su último nivel (nivel
exterior). Todos los elementos del grupo IA tienen un electrón de valencia: un electrón s.
Mientras tanto, todos los elementos del grupo IIA tienen dos electrones de valencia.
Los elementos de los grupos IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA y VIIIA tienen de uno a seis
electrones en el último subnivel p, y lo mismo sucede con los que pertenecen a los
bloques d y f.
Figura 3.2
Localización en la tabla periódica de los metales, no metales y metaloides
IA
VIIIA
IIIA IVA
IIA
VA
B
Al
VIIA
No metales
Si
Ge
Metales
VIA
As
Sb
Te
Po
At
Los metales y los no metales están separados en la tabla. La mayoría de elementos son
metales. Los grupos IA son los metales alcalinos, IIA los alcalinotérreos, los metales del
centro de la tabla se denominan de transición, todos los gases nobles y el grupo de los
halógenos (VIIA) son no metales y unos pocos elementos a lo largo de la región entre
metales y no metales se conocen como metaloides y tienen propiedades que son parte
metálica y parte no metálica.
Si se compara la posición en la tabla con la configuración electrónica veremos que el
conjunto de elementos del mismo grupo al tener el mismo número de electrones en su
ultimo nivel formaran compuestos con formulas similares y por lo tanto tienen al menos
algunas propiedades muy semejantes.
Así, por ejemplo, se sabe que los metales alcalinos forman compuestos llamados
hidróxidos con formula general MOH y todos son sustancias muy cáusticas. De manera
similar, todos los halógenos forman compuestos binarios con el H cuya formula común es
HX (X puede ser F, Cl, Br o I) y que son ácidos muy corrosivos.
Autoevalúate 1
1.
Sin consultar la tabla periódica, supón la siguiente configuración electrónica:
1s22s22p63s23p63d64s2.
a. Explica si se puede saber si se trata de un elemento representativo.
b. ¿Cuál es el número de electrones en su nivel exterior y cuántos electrones hay
en él?
c. ¿El elemento es un metal o un no metal? ¿Cómo puedes saberlo?
______________________________________________________________________ 48
Tabla periódica
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2.
En el siguiente diagrama, se presenta una sección de la tabla periódica con
símbolos hipotéticos, en la que los números representan los valores de Z.
a.
b.
c.
d.
7
8
9
10
X
Y
Z
W
33
34
35
36
De los elementos mostrados, ¿cuáles pertenecen a la misma familia o grupo?
¿Qué elementos, si los hay, están en el mismo periodo que W?
¿Cuáles de los elementos son gases nobles?
De los elementos representados, ¿cuáles son metales y cuáles no metales?
3.2.1 El tamaño de los átomos
El tamaño de un átomo depende de la fuerza con la que el núcleo es capaz de atraer a
sus electrones más externos (último nivel de valencia).
¿Qué sucede con el tamaño? ¿En qué sentido aumenta o disminuye en los grupos? Las
tendencias en el tamaño atómico se pueden resumir así: dentro de cada grupo, el tamaño
aumenta a medida que los electrones ocupan niveles de energía más altos.
Sin embargo, el tamaño disminuye a medida que se incluye una mayor cantidad de
electrones si se trata de un nivel específico. La explicación es que, según aumenta el
número de electrones, lo hace también la carga nuclear (el número de protones en el
núcleo); por tanto, una mayor carga positiva atraerá más cerca a la nube electrónica
(negativa).
Dentro de un grupo: el tamaño atómico aumenta con el número atómico.
Dentro de un periodo: el tamaño atómico tiende a disminuir conforme el
número atómico aumenta.
Figura 3.3
Tendencias generales del tamaño atómico
Los elementos pueden ganar o perder electrones, con lo que pierden su neutralidad, pero
sin alterar su identidad.
______________________________________________________________________ 49
Tabla periódica
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Un ion es un átomo con carga eléctrica.
Cuando los átomos ceden electrones, forman iones positivos o cationes; cuando reciben
electrones, forman iones negativos o aniones.
–
Cuando pierden electrones, el radio del ion resultante disminuye considerablemente
su tamaño. Analicemos el caso del sodio con 11 protones y once electrones; al perder
un electrón, queda una carga nuclear de +11 protones que, ahora, atraerá a sus 10
electrones con mayor fuerza.
Na
–
11 protones (+11)
11 electrones (-11)
0
Na
+
11 protones (+11)
10 electrones (-10)
+1
Cuando ganan electrones, el radio del ion resultante aumenta su tamaño; esta vez, la
carga positiva en el núcleo es menor que la carga negativa que deberá atraer, por lo
que la intensidad con la que los atrae disminuye y el tamaño aumenta
considerablemente.
Cl
17 protones (+17)
17 electrones (-17)
0
Cl-1
17 protones (+17)
18 electrones (-18)
-1
Se denominan iones isoelectrónicos cuando los iones tienen el mismo número total de
electrones. Comparemos el tamaño entre un ion Na+ y un ion F-.
Ambos tienen 10 electrones, pero el sodio tiene 11 protones en su núcleo, mientras que
el F tiene 9; es de esperar que el ion sodio, por su carga, tenga un radio más pequeño en
comparación con el ion fluoruro.
Se puede hacer la siguiente generalización:
En los iones isoelectrónicos, el radio decrece a medida que aumenta la
carga nuclear positiva.
Ejemplo 1:
Compara el tamaño de un ion Cl- con el de un ion potasio K+.
Son isoelectrónicos; ambos tienen 18 electrones. Sin embargo, el potasio tiene 19
protones en su núcleo, mientras que el cloro cuenta con 17. Debido a la mayor carga
positiva en el núcleo de potasio, es de esperar que este ion resulte el más pequeño.
Ejemplo 2:
Determina qué será más grande: el ion de potasio o un átomo de potasio.
El potasio, al pertenecer al grupo I, tiene un electrón en su último nivel (4s); tiende a
formar cationes, por lo que su ion tendrá una mayor carga positiva en el núcleo y, en
consecuencia, el ion tendrá un menor tamaño que el átomo neutro.
______________________________________________________________________ 50
Tabla periódica
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Autoevalúate 2
1. Ordena los átomos e iones siguientes de mayor a menor tamaño:
a. Mg+2, Ca+2 y Ca
b. S-2, S y O-2
2. Explica las variaciones siguientes en los radios atómicos o iónicos:
a. I- > I > I+
b. Ca+2 > Mg+2 > Be+2
3. De las siguientes series, determina las especies isoelectrónicas:
a.
b.
c.
, 20Ca+2 y 37Rb+
-2
16S , 34Se y 18Ar
+2
+3
y 25Mn+2
26Fe , 27Co
19K
+
-2
3.2.2 Energía de ionización
Para extraer un electrón de un átomo neutro, es necesario suministrar cierta energía.
Definimos a la energía de ionización (EI) como la energía necesaria que
debe suministrarse a un átomo para poder arrancar un electrón.
X + energía
→
X+
+ 1e-
Esta energía se conoce como primera energía de ionización (EI). Se requiere más
energía en caso de que se extraigan electrones sucesivos.
Esta energía está relacionada con el tamaño del átomo. La facilidad con la que los
electrones se pueden extraer de un átomo es un indicador importante del comportamiento
químico del elemento. Cuanto mayor sea la energía de ionización, es más difícil extraer
un electrón.
La segunda energía de ionización es la energía requerida para quitar un segundo
electrón, y así sucesivamente; entonces, EI(1) < EI(2) < EI(3), etcétera.
Conforme nos movemos en la tabla periódica, las tendencias importantes serán las
siguientes:
–
–
–
En los periodos, generalmente, aumenta al incrementarse el número atómico.
En los grupos, generalmente, disminuye al incrementarse el número atómico.
En general, para los metales de transición, aumentan lentamente de izquierda a
derecha, mientras que en el bloque f muestran variaciones muy pequeñas.
Los factores que influyen en el tamaño, también repercuten en las energías de ionización
y, en general, los átomos más pequeños tendrán mayores energías de ionización.
Se pueden ilustrar las tendencias periódicas según se ve en la figura 3.4.
______________________________________________________________________ 51
Tabla periódica
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
Figura 3.4
Tendencia periódica de la energía de ionización
En forma general, se pueden apreciar
las tendencias en el comportamiento de
la energía de ionización.
______________________________________________________________________ 52
Tabla periódica
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
EJERCICIOS INTEGRADORES
1. El nombre, el símbolo y el grupo del elemento con el menor número atómico posible
que tiene en su estado fundamental los orbitales p completos es
a.
b.
c.
d.
e.
cloro, Cl , VIIA.
argón, Ar, VIIIA.
neón, Ne, VIIIA.
calcio, Ca , IIA.
ninguna de los anteriores.
2. Dados los elementos A (Z = 5), B (Z = 13) y C (Z = 31), se puede afirmar que
a.
b.
c.
d.
e.
pertenecen al mismo grupo.
C pertenece al segundo grupo.
A es un metal.
pertenecen al mismo periodo.
B pertenece al cuarto periodo.
3. La configuración electrónica de Y+2 es 1s22s22p63s23p6. Respecto a Y, se puede
afirmar que
a.
b.
c.
d.
e.
4.
pertenece al periodo 6.
tiene dos electrones de valencia.
es un gas noble.
tiene seis electrones de valencia.
ninguna de las anteriores.
Indica el enunciado verdadero.
a. La energía de ionización aumenta regularmente en el segundo periodo del Li al
Ne.
b. Los elementos con carácter menos metálico son los elementos de la familia del Li.
c. La energía de ionización en la misma familia o grupo aumenta al incrementarse la
masa atómica.
d. El tamaño atómico y el potencial de ionización son propiedades independientes
una de otra.
e. El tamaño de S es mayor que el tamaño de S-2.
5. Se muestra una sección de la tabla en la que las letras representan los símbolos de
los elementos, los números los periodos, y los números romanos los grupos o
familias. Marca la opción correcta.
a.
b.
c.
d.
e.
La energía de ionización de F es menor que la de E.
La energía de ionización de A es menor que la de F.
El tamaño de B es mayor que el tamaño de A.
El tamaño de Z es menor que el de B.
A pertenece al segundo grupo.
______________________________________________________________________ 53
Tabla periódica
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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6. El elemento W pertenece al segundo periodo y al grupo IIIA. Su configuración
electrónica es
a.
b.
c.
d.
e.
1s22s22p63s23p1.
1s22s22p1.
1s22s22p63s23p64d3.
1s22s22p63s2.
ninguna de las anteriores.
7. Si el elemento Z es un metal alcalino del cuarto periodo, marca el enunciado
verdadero.
a.
b.
c.
d.
e.
Es un elemento representativo.
Es un metal de transición.
Tiene mucha facilidad para ganar electrones.
Tiene mucha facilidad para formar aniones.
Ninguna de las anteriores
8. Sobre los átomos e iones Mg+2, O-2 y F, indica la opción verdadera.
a.
b.
c.
d.
e.
F tiene 6 electrones en su nivel de valencia.
Oxígeno ha perdido dos electrones.
Magnesio tiene alta energía de ionización.
El F es el más pequeño de las tres especies.
El ion oxígeno es el más pequeño de las tres especies.
9. Analiza la siguiente información y reconoce aquella falsa.
a.
b.
c.
d.
e.
La tabla periódica es un formato ordenado por los números de masa.
La configuración electrónica expresa la secuencia en que los electrones se
ubican en un átomo.
La tabla periódica organiza los elementos de modo que muestra las propiedades
periódicas.
La mayoría de elementos son metales.
Los metales y los no metales están separados en la tabla periódica.
10. Dados los elementos Cl, Cs, Br, Zn, C y Sn, marca la alternativa correcta.
a.
b.
c.
d.
e.
Los elementos Cs, Zn C y Cl tienen tendencia a formar iones positivos.
Entre Zn y Cs, existe mayor tendencia a formar iones negativos.
Cl y Br tienen facilidad para formar aniones.
Cl prefiere formar aniones; por eso, pierde dos electrones.
Ninguna de los anteriores
______________________________________________________________________ 54
Tabla periódica
IV. ENLACE QUÍMICO
4.1 SIMBOLOGÍA DE LEWIS Y REGLA DEL OCTETO
4.2 ENLACE IÓNICO
4.3 ENLACE COVALENTE
4.4 ENLACE METÁLICO
4.5 ELECTRONEGATIVIDAD Y POLARIDAD DE LOS ENLACES
4.6 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS SEGÚN SUS ENLACES
4.6.1 Propiedades de los compuestos iónicos
4.6.2 Propiedades de los compuestos covalentes
4.6.3 Propiedades de los compuestos con enlace metálico
EJERCICIOS INTEGRADORES
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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IV. ENLACE QUÍMICO
La fuerza de atracción que mantiene unidos dos átomos, sin importar cuál sea su
naturaleza, se llama enlace químico.
Las propiedades de las sustancias dependen de la forma en que los elementos se
enlazan; esto es lo que explica, por ejemplo, por qué algunas sustancias pueden
disolverse en agua y otras no, por qué algunas conducen la corriente y otras no, etcétera.
Recordemos que los metales tienden a perder sus electrones; luego, tienen baja energía
de ionización (se ionizan fácilmente) y baja afinidad electrónica. En cambio, los no
metales tienden a ganar electrones; por tanto, alta afinidad electrónica y alta energía de
ionización.
Los últimos electrones, que se encuentran en el mayor nivel energético (mayor número
cuántico), se denominan electrones de valencia. Así, los electrones de valencia son los
que participan en la formación de enlaces.
4.1 SIMBOLOGÍA DE LEWIS Y REGLA DEL OCTETO
Gilbert Lewis propuso que los átomos se combinan siempre que con ello puedan alcanzar
una configuración electrónica estable. La configuración más estable se obtiene cuando
los átomos son isoelectrónicos con los gases nobles. Así, Lewis desarrolló una
simbología para denotar los electrones de valencia, los cuales se representan por puntos.
Figura 4.1
Representación de puntos de Lewis para los diez primeros elementos
Nótese que se representa un punto por cada electrón de valencia (electrones en el
último nivel).
Al transferir los electrones, sea cediendo o ganando, se forman iones con octetos
completos. Esta tendencia se conoce como la regla del octeto.
Utilizando las configuraciones electrónicas y la simbología de Lewis, es fácil predecir el
tipo y la cantidad de enlaces que formarán los átomos.
Los electrones de valencia pueden ser transferidos de un átomo a otro con la finalidad
de lograr que su capa más externa sea más estable.
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Enlace químico
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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4.2 ENLACE IÓNICO
Como sabemos, hay elementos con una fuerte tendencia a formar cationes y, de igual
manera, otros con inclinación a formar aniones. Se denomina fuerza electrostática a la
fuerza de atracción que une a dos iones de diferente carga, esto es, entre una positiva y
otra negativa.
Los compuestos iónicos se forman por la atracción entre un catión y un anión.
La fuerza de atracción entre iones de carga opuesta se llama enlace iónico.
Por ejemplo, el cloruro de sodio es un compuesto iónico. Los enlaces iónicos se forman
por transferencia completa de electrones. Por tanto, debe existir un elemento que tenga
facilidad para formar cationes (metales) y otro que tenga facilidad para formar aniones
(no metales).
¿Cómo se representa un enlace iónico? Utilizando la simbología de puntos de Lewis,
veamos el caso del cloruro de sodio.
–
El sodio (Na) pertenece al primer grupo IA. Su configuración es 1s22s2 2p6 3s1.
Su simbología de puntos
con carga +1.
–
.
Na con un solo electrón en el último nivel formará un catión
El cloro (Cl) pertenece al grupo VIIA. Su configuración es 1s22s2 2p6 3s2 3p5.
..
Su simbología de puntos : Cl : con siete electrones en su último nivel formará un anión
.
con carga -1.
Entonces: Na
+
..
: Cl:
.
..
Na+ (: Cl:)-1
..
1s22s2 2p6
[Ne]
1s22s2 2p6 3s2 3p6
[Ar]
Ambos adquieren estabilidad.
Figura 4.2
Forma en que se acomodan los átomos en el cloruro de sodio
Na+
Las cargas opuestas se atraen y se
compensan por el principio de electro
neutralidad.
Cl-
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Enlace químico
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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Así, para formar un compuesto entre Ca y Cl según la ecuación de formación de Lewis,
tendremos lo siguiente:
Mg pertenece al grupo IIA. Su configuración 1s22s2 2p6 3s23p6 4s2 con dos electrones en
su último nivel, o electrones de valencia, formará un catión +2 al perder los dos e-.
Cl pertenece al grupo VIIA. Su configuración 1s22s2 2p6 3s2 3p5, de siete electrones de
valencia, formará un anión con carga -1 al ganar un electrón.
La carga total del
compuesto es cero.
..
..
+2
Ca: + 2 : Cl : → Ca 2( : Cl: )-1
.
..
Se debe cumplir el principio de electroneutralidad; luego, se requiere de dos cloros para
un calcio y la formula del compuesto será CaCl2:
Una medida de la gran estabilidad que representa la formación de enlaces iónicos viene
dada por el valor de la energía de red. Esta energía está relacionada con la carga de las
especies involucradas. A mayor carga, mayor será la fuerza de atracción y, por tanto,
mayor el punto de fusión.
Autoevalúate 1
1. Empleando símbolos de Lewis, predice el ion que probablemente formarán F, O, Al y
S.
2. Representa todas las posibles reacciones entre sus iones y predice la fórmula de los
compuestos iónicos que se podrán formar.
3. Determina cuál de las especies es un compuesto iónico y explica por qué NH3, NaI,
SO2, KCl, MgBr2.
4. Para el compuesto AlCl3, explica en qué consiste el principio de electroneutralidad.
4.3 ENLACE COVALENTE
El enlace iónico es poco frecuente. Muchas de las sustancias que tratamos diariamente
son gases, líquidos o sólidos con bajo punto de fusión.
Los átomos, en general, se hallan unidos por fuerzas mucho más intensas, que, incluso,
no permiten que puedan disociarse aun después de, por ejemplo, disolver la sustancia en
agua. Supongamos lo siguiente:
Na2SO4 (s) + H2O → 2Na+ (ac) +
SO4 -2 (ac)
¿Qué mantiene unidos a S y O?
Los iones pocas veces son átomos sencillos con carga; son, más bien, grupos de átomos
que mantienen su unidad y estructura.
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Enlace químico
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Lewis intuyó que existe una compartición de electrones. Este tipo de enlace se llama
enlace covalente. Las sustancias se conocen como sustancias moleculares y, por lo
general, cumplen la teoría del octeto.
¿Por qué comparten electrones? Veamos lo siguiente para la molécula de flúor:
+
Al compartir, ambos alcanzan la configuración de gas noble.
De esta forma, podemos ver que los halógenos (grupo VII) podrán formar un enlace
covalente; el O del grupo VI podrá formar hasta dos enlaces covalentes, el nitrógeno del
grupo V hasta tres y el carbono (grupo IV) hasta cuatro.
Esto quiere decir que no siempre se comparte un único par de electrones; pueden
compartirse dos y hasta tres pares. En ese caso, tenemos los enlaces múltiples.
Veamos lo siguiente para el oxígeno:
+
Comparten
dos
pares
de
electrones. Observa que ambos
oxígenos completan octetos; es
decir, adquieren estabilidad.
Un enlace múltiple, por su naturaleza, será más corto y, por tanto, más fuerte que un
enlace simple.
Autoevalúate 2
Reconoce, dentro del conjunto CH3NH2, KBr, SO3, LiF, P2O3,
a. las especies que sean iónicas y aquellas que sean covalentes.
b. cada uno de los octetos según corresponda.
4.4 ENLACE METÁLICO
Las propiedades de los metales hacen que los utilicemos en diversas formas. En general,
conocemos sus propiedades porque son las que los hacen útiles al hombre.
Los metales en estado sólido son buenos conductores tanto del calor como de la
electricidad. Casi todos los metales son maleables (pueden formar hojas delgadas) y
dúctiles (se pueden estirar para formar alambres), y, por lo general, su apariencia es
brillante.
El enlace entre los átomos de los cristales metálicos difiere de los enlaces iónico y
covalente descritos. Existen modelos que explican el enlace metálico.
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Enlace químico
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Modelo del mar de electrones
Se puede representar a los metales como iones metálicos positivos que forman una red
tridimensional, mientras que los electrones se desplazan libremente por todo el metal.
Los metales cuyos electrones están más débilmente sujetos serán los mejores
conductores.
Figura 4.4
Red metálica que muestra los iones metálicos positivos inmersos en un «mar de
electrones»
-
+
+
-
+
+
-
+
-
+
+
-
+
-
+
-
-
+
-
+
-
+
-
Los electrones actúan como un pegamento electrostático, puesto que son móviles y
mantienen unidos a los cationes. De esta forma, es posible estirarlos sin romper la
estructura, ya sea en un solo sentido (hilos) o en las cuatro direcciones (laminas).
La conducción del calor y la electricidad se explica en función de la movilidad de los
electrones, pues estos últimos llevan la energía a través del metal sin alterar la
estructura.
Estas propiedades varían de intensidad de acuerdo con el elemento; cuanta más
cantidad de electrones, el «pegamento electrostático» será más fuerte.
Los átomos se agrupan en forma muy cercana, estableciendo redes tridimensionales muy
compactas.
4.5 ELECTRONEGATIVIDAD Y POLARIDAD DE LOS ENLACES
Si los átomos que forman un enlace son iguales, los electrones serán atraídos con la
misma intensidad por cualquiera de ellos. No obstante, cuando los átomos enlazados son
diferentes, puede ocurrir que los electrones no sean compartidos equitativamente;
entonces, serán atraídos con mayor fuerza hacia alguno de los átomos.
Electronegatividad es la capacidad que tiene un átomo para atraer hacia sí los
electrones. Los elementos de mayor EI tendrán, también, mayor electronegatividad.
.
Los átomos con alta electronegatividad tienen fuerte atracción por los electrones. Según
la escala de Pauling, el elemento más electronegativo es el F y se le asigna un valor de 4;
el menos electronegativo es el Cs, que posee el valor de 0,7. Si la diferencia de
electronegatividades entre dos elementos es muy grande, estos tienden a formar enlaces
iónicos; si la diferencia es pequeña, serán covalentes. Como regla general, se acepta el
valor de 1,7 como el límite.
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Enlace químico
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Nótese, en la figura 4.3, cómo los elementos más electronegativos se agrupan en el
extremo superior derecho de la tabla periódica. Los colores rojo, naranja y amarillo
muestran los elementos con mayor valor relativo de electronegatividad. Considérese que,
en la tabla, no se muestran los gases nobles.
Figura 4.3
Valores relativos de electronegatividad (rojo y naranja mayores valores)
N
O
F
P
S
Cl
Se
Br
I
Nótese la alta electronegatividad para el flúor, el oxígeno y el nitrógeno.
Si los electrones se comparten equitativamente, la molécula será apolar, pero, si uno de
los átomos es más electronegativo y no comparten los electrones por igual, la molécula
será polar.
Se puede indicar la polaridad de un enlace por medio de un vector dirigido hacia el átomo
más electronegativo. Véase el caso del HF.
En general, la polaridad de un enlace covalente aumenta cuando crece la diferencia de
electronegatividad entre los átomos enlazados.
El momento dipolar es la medida cuantitativa de la polaridad de una molécula. Si el
enlace covalente que une a los átomos es polar, la molécula también será polar.
Un enlace puede ser, entonces, así:
Moléculas no polar
Enlace covalente
Molécula polar
atracción de
Enlace
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Enlace químico
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Ejemplo:
Para la molécula CO
:C ≡ O :
Se trata de una molécula lineal, en la que hay un enlace polar entre C y O; el vector
momento dipolar se dirige hacia el oxígeno debido a su mayor electronegatividad. La
molécula resulta polar.
Autoevalúate 3
1. ¿Cómo se relaciona la electronegatividad con el potencial de ionización? Establece la
tendencia de electronegatividad en la tabla en los grupos y los periodos.
2. Dados los cinco elementos A, B, C, D y E, determina el tipo de enlace que podrán
formar entre ellos. ¿Cuál será la molécula más polar?
Elemento
Electronegatividad
A
3,0
B
2,3
C
1,0
D
2,0
E
0,8
3. Dadas las moléculas FBr, FI y FCl, ¿cuál será la más polar? Representa gráficamente
la polaridad. Ordénalas en forma decreciente de polaridad. Además, justifica la
respuesta.
4.6 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS SEGÚN SUS ENLACES
El tipo de unión de los átomos en una
molécula determina sus propiedades. Hay
una variedad de posibilidades, desde las
moléculas totalmente iónicas hasta las
moléculas apolares totalmente simétricas.
Podemos representarlo en la figura 4.4.
Figura 4.4
Diferentes tipos de enlaces
4.6.1 Propiedades de los compuestos iónicos
Debido a la intensidad de la fuerza electrostática (atracción de cargas), los compuestos
iónicos tienen las siguientes características:
–
Son sólidos a temperatura ambiente.
–
Son duros y quebradizos. La mayor parte de ellos son blancos.
–
Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
–
En estado sólido, no conducen la corriente.
–
Se disuelven fácilmente en agua y en otros solventes polares, y la solución resultante
sí conduce la corriente, debido a que los iones que forman el enlace se separan.
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Enlace químico
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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–
En estado fundido, sí conducen la corriente, puesto que los iones también se separan
al pasar a ese estado.
Se trata de electrolitos cuando una sustancia produce iones en un medio acuoso. Por lo
tanto, son sustancias iónicas.
El cuerpo humano mantiene un balance electrolítico, esto es, una relación entre los iones
ingeridos y los eliminados por la orina, las heces y el sudor.
En el cuerpo humano, un desequilibrio electrolítico produce lo siguiente:
–
Acumulación tóxica de residuos: insuficiencia renal (el riñón filtra los tóxicos de la
sangre y regula el balance electrolítico)
–
Desequilibrios nutricionales
4.6.2 Propiedades de los compuestos covalentes
La mayoría de compuestos no metálicos que se encuentran en la naturaleza son
compuestos covalentes. Recuérdese que los electrones son compartidos por varios
átomos. Las propiedades más características son las siguientes:
–
Existen en forma de gases, líquidos o sólidos, pero los sólidos son frágiles y
quebradizos o de aspecto céreo.
–
Generalmente, son insolubles en agua y solubles en compuestos como acetona o
gasolina (solventes orgánicos).
–
Aunque sus puntos de fusión y ebullición varían, no son, por lo general, elevados.
–
Son malos conductores del calor y la electricidad.
4.6.3 Propiedades de los compuestos con enlace metálico
Los enlaces metálicos tienen las siguientes características:
–
Son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio.
–
Aunque sus puntos de fusión varían notablemente, son, por lo general, altos.
–
Presentan brillo metálico.
–
Tiene alta conductividad térmica y eléctrica.
–
Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.
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Enlace químico
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EJERCICIOS INTEGRADORES
1. El Br pertenece al grupo VIIA. Si su configuración electrónica
1s22s22p63s23p64s23d104p5, ¿qué le corresponde en la simbología de Lewis?
a.
b.
c.
d.
e.
es
El símbolo de Br rodeado de 5 puntos
El símbolo de Br rodeado de 10 puntos
El símbolo de Br rodeado de 7 puntos
El símbolo de Br con un subíndice igual a 35
Ninguna de las anteriores
2. Indica qué tipo de enlace predomina en los siguientes compuestos: Cl2, KBr, Na y
NH3, respectivamente.
a.
b.
c.
d.
e.
Iónico, covalente polar, covalente apolar, metálico
Metálico, covalente polar, covalente apolar iónico
Covalente apolar, iónico, metálico, metálico
Covalente polar, iónico, covalente apolar, metálico
Covalente apolar, metálico, iónico, covalente polar
3. Dadas las moléculas SiH4, CO2 y SO2, indica la afirmación correcta.
a.
b.
c.
d.
e.
Todas son sustancias iónicas.
Todas son sustancias covalentes.
Dos son iónicas y una es covalente.
Una es covalente y dos son iónicas.
Dos son covalentes y uno metálico.
4. Si se disolviera NaCl en agua, ¿qué resultaría?
a.
b.
c.
d.
e.
Una solución molecular
El compuesto no se disuelve.
Que se forman dos fases
Una solución electrolítica
Ninguna de las anteriores
5. La sal común NaCl funde a 801ºC, mientras que el cloro es un gas a 25ºC porque
a.
b.
c.
d.
e.
la sal es polar y el cloro es apolar.
el enlace es más fuerte en el cloro.
ambos son compuestos moleculares.
la sal es iónica y el cloro es covalente.
Ninguna de las anteriores
6. La cera de vela funde a baja temperatura, no es conductora de la electricidad y no se
disuelve en agua. ¿Cuál es el tipo de enlace presente en la cera?
a.
b.
c.
d.
e.
Covalente polar
Covalente no polar
Iónico
Metálico
Ninguno de los anteriores
______________________________________________________________________ 64
Enlace químico
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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7. Es un sólido con brillo plateado, que conduce la corriente eléctrica y no se puede
fundir con un mechero de laboratorio. ¿Cuál es el tipo de enlace?
a.
b.
c.
d.
e.
Metálico
Covalente polar
Covalente no polar
Iónico
Ninguno de los anteriores
8. Predice el tipo de iones que podrán formar Cl, Mg y S, respectivamente.
a.
b.
c.
d.
e.
Catión, catión anión
Anión, catión, anión
Anión, anión, catión
Catión, anión, anión
Anión, catión, catión
9. Señala la fórmula del compuesto iónico que se formará entre A (Z = 19) y B (Z = 8).
a.
b.
c.
d.
e.
AB
A2B3
AB2
A2B
Ninguna de las anteriores
10. ¿Cuál de las siguientes frases es falsa?
a.
b.
c.
d.
Los compuestos con enlace covalente son malos conductores de la electricidad.
La electronegatividad es la capacidad de ceder electrones.
Los átomos adquieren estabilidad en un enlace al completar octetos.
El principio de electroneutralidad establece que la carga total de una molécula
debe resultar nula.
e. Los átomos pueden compartir más de un par de electrones.
______________________________________________________________________ 65
Enlace químico
V. NOMENCLATURA INORGÁNICA
5.1 CONCEPTOS BÁSICOS
5.1.1 Fórmula química
5.1.2 Estado de oxidación (EO)
5.1.3 Formulación general
5.2 FUNCIÓN QUÍMICA INORGÁNICA
5.2.1 Función óxido
5.2.2 Función hidróxido
5.2.3 Función ácido
5.2.4 Función sal
5.2.5 Formación de iones positivos (cationes)
5.2.6 Formación de iones negativos (aniones)
5.2.7 Sal oxisal neutra
5.2.8 Sal haloidea neutra
5.2.9 Hidruro
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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V. NOMENCLATURA INORGÁNICA
Cuando la química era una ciencia joven y el número de compuestos conocidos era
pequeño, era fácil memorizar todos los nombres. Actualmente, el número de compuestos
conocidos sobrepasa los trece millones y se ha diseñando un sistema claro para nombrar
las sustancia química con reglas que son aceptadas mundialmente, lo que facilita la
comunicación y proporciona una forma útil para trabajar con una abrumadora cantidad de
compuestos. El aprendizaje de estas reglas proporciona un beneficio para el estudio de la
química.
5.1 CONCEPTOS BÁSICOS
5.1.1 Fórmula química
Es la forma de expresar la composición de las moléculas y los compuestos iónicos
mediante símbolos químicos. Se entiende por composición no solamente especificar los
elementos que forman el compuesto, sino la proporción en la cual se combinan los
átomos de dichos elementos. Véase el siguiente ejemplo:
Los dos elementos presentes
H2O
Cuando no hay subíndice, se
sobreentiende que es un átomo de
hidrógeno por unidad fórmula.
Dos átomos de hidrógeno por
uno de oxígeno
5.1.2 Estado de oxidación (EO)
Es el número de electrones que un átomo gana o comparte al unirse a otros átomos para
formar las moléculas o compuestos iónicos.
Un mismo elemento puede tener uno o más estados de oxidación; esto va a depender del
elemento al que se está uniendo para formar algún compuesto.
Ejemplos:
–
En el cloruro de magnesio, MgCl2, cada átomo de magnesio pierde dos electrones
para convertirse en Mg2+, y cada átomo de cloro gana un electrón para convertirse
en Cl-. El Mg está con estado de oxidación 2+ y el Cl con 1-.
–
En la molécula de CH4, el átomo de carbono está compartiendo un electrón con
cada átomo de hidrógeno, cuatro en total, y cada átomo de hidrógeno está
compartiendo un electrón al unirse al carbono. En este caso, los electrones no se
ganan ni se pierden; solo se comparten. Por ello, para asignar el estado de
oxidación de estos elementos, es necesario regirse por ciertas reglas o convenios.
______________________________________________________________________ 67
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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Reglas prácticas para determinar los estados de oxidación
a. Las elementos sin combinarse tienen estado de oxidación 0.
b. En los compuestos químicos,
– el hidrógeno tiene estado de oxidación 1+, excepto en los hidruros metálicos, en
los que tiene estado de oxidación 1-.
– el oxígeno tiene estado de oxidación 2-, excepto en los peróxidos, en los que tiene
estado de oxidación 1-.
– los elementos del grupo IA de la tabla periódica (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) tienen
estado de oxidación 1+.
– los elementos del grupo IIA de la tabla periódica (Be, Mg, Sr, Ca, Ba, Ra) tienen
estado de oxidación 2+.
– los elementos del grupo VIIA de la tabla periódica (F, Br, Cl, I) tienen estado de
oxidación 1- solo cuando forman compuestos binarios.
c. En todo compuesto, la suma de los estados de oxidación de cada elemento que lo
componen es 0.
d. En un ion monoatómico, el estado de oxidación es igual a la carga del ion.
e. En un ion poliatómico, la suma de los estados de oxidación de cada elemento que lo
componen es la carga del ion.
En las tablas 5.1, 5.2 y 5.3, se muestran los estados de oxidación de los elementos más
comunes.
Tabla 5.1
Estados de oxidación de los principales elementos no metálicos
Elementos
EO
F
Cl, Br, I
11-, 1+, 3+, 5+, 7
S, Se, Te
2-, 2+, 4+, 6+
3-, 3+, 5+
N, P, As, Sb
C
Si
2-, 2+, 4-, 4+
4-, 4+
H
B
1-, 1+
3-, 3+
______________________________________________________________________ 68
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
Tabla 5.2
Estados de oxidación de los principales elementos metálicos
Elementos
EO
Li, Na, K, Cs, Fr
Ag
1+
Be, Mg, Ca, Sr, Ba
Zn, Cd
2+
Al, Ga
3+
Cu, Hg
1+, 2+
Au, Tl
1+, 3+
Fe, Co, Ni
2+, 3+
Pt, Pb, Sn
2+, 4+
Tabla 5.3
Estados de oxidación de elementos que se pueden
comportar como metales o no metales
EO
Elementos
Cr
Como
metal
2+, 3+
Como no
metal
6+
Mn
2+, 3+, 4+
6+, 7+
C
4+
N
3+, 5+
Ejemplo:
Determínese el estado de oxidación del elemento subrayado en los siguientes
compuestos.
– O2
El EO del oxígeno es 0, pues el oxígeno está en su forma elemental (sin combinarse).
– HNO3
H1+NxO32El EO del nitrógeno es x=5+ pues 1(1+) + x + 3(2-) =0
K2SO4
K21+SxO42El EO del azufre es x=6+ pues (2)(1+) + x + 3(2-) =0
–
______________________________________________________________________ 69
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
Autoevalúate 1
1. Utilizando las reglas prácticas, determina el estado de oxidación del elemento que
está subrayado.
Cu O:
(OH)1-:
Fe2O3:
Na2B4O7:
CO:
NaHCO3:
H2SO4:
CaH2:
N2O3:
Ag2SO3:
H2SO3:
P4:
CH4:
ZnO2:
(HPO4)2-:
NH3:
5.1.3 Formulación general
En general, los compuestos inorgánicos obedecen a la siguiente formulación general:
X ba+ A ba
Donde:
X: especie química positiva que puede ser metal, ion mono o poliatómico positivo con
carga +a
A: especie negativa que puede ser no metal, ion mono o poliatómico negativo con carga
bPor convención, la especie positiva se escribe primero y se nombra al final, mientras que
la especie negativa se escribe al último y se nombra al inicio.
Ejemplos:
–
H1+O2- → H2O
–
Ca2+ (SO4)2- → Ca2(SO4)2 → CaSO4
–
(NH4)1+ (PO4)3- → (NH4)3PO4
5.2. FUNCIÓN QUÍMICA INORGÁNICA
Una función química es un conjunto de compuestos que tienen propiedades químicas
muy semejantes, debido a una especie química común llamada grupo funcional.
Ejemplos:
–
La función química ÓXIDO (Fe2O3, CuO, Na2O) posee el grupo funcional O2-.
______________________________________________________________________ 70
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
–
La función química HIDRÓXIDO (NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)3) posee el grupo funcional
OH .
–
La figura 5.1 muestra las principales funciones químicas inorgánicas.
Figura 5.1
Esquema de formación de las principales funciones químicas inorgánicas
5.2.1 Función óxido
Los óxidos son compuestos binarios que poseen el grupo funcional óxido (O2-) formados
por la reacción de un elemento con el oxigeno:
Elemento + oxígeno → óxido
Óxido básico
El óxido básico o, simplemente, óxido se forma cuando el elemento que reacciona con el
oxígeno es un metal. Se los llama básicos porque, cuando estos óxidos se disuelven en
agua, resultan disoluciones básicas. Dependiendo de las características del metal y de
sus estados de oxidación, cada uno de estos elementos puede presentar una o más
combinaciones distintas con el oxígeno.
Se sabe que, en general, M + O2 → M2Ox, donde M: metal y x: EO del metal.
Formulación
Mx+O2- ⇒
M2Ox
______________________________________________________________________ 71
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
Nomenclatura
La nomenclatura química es el conjunto de expresiones y reglas que, por convenio
internacional, se utilizan para asignar un nombre a un compuesto químico e identificar,
inequívocamente, a una sustancia en particular.
Actualmente, estas normas son establecidas por la IUPAC (International Union of Pure
and Applied Chemistry).
Existen tres tipos de nomenclatura: la Tradicional, la de Stock, y la Sistemática o IUPAC.
Nomenclatura Tradicional
En esta nomenclatura, se utilizan una serie de prefijos y sufijos para poder distinguir los
estados de oxidación del metal o no metal que forma parte del compuesto. En el caso de
que el elemento tenga un único estado de oxidación, se puede omitir.
Tabla 5.4
Prefijos y sufijos utilizados en la nomenclatura tradicional
EO
Cantidad de EO
Prefijo … sufijo
2
menor EO
mayor EO
3
menor EO
segundo EO
mayor EO
Hipo … oso
… oso
… ico
menor EO
segundo EO
tercer EO
mayor EO
Hipo ...
…
…
Per ...
4
… oso
… ico
oso
oso
ico
ico
Nomenclatura de Stock
Cuando el elemento metálico o no metálico tiene más de un estado de oxidación, este se
indica al final del nombre con números romanos y entre paréntesis. En el caso de que el
elemento tenga un único estado de oxidación, se puede omitir.
Nomenclatura Sistemática o IUPAC
Utiliza los prefijos numéricos: mono, di, tri, tetra, penta, hexa, etcétera, para indicar el
número de átomos que tiene cada elemento del compuesto. Si, en el compuesto, hay un
solo átomo del metal o no metal, algunas veces se omite el prefijo mono.
Tradicional: Óxido sufijo raíz del elemento prefijo
De Stock: Óxido de nombre del metal (EO)
IUPAC: Prefijoóxido de prefijo nombre del metal
(número de átomos oxigeno)
(número de átomos metálicos)
______________________________________________________________________ 72
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
Tabla 5.5
Ejemplos de nomenclatura y formulación de óxido básicos
Metal
Nomenclatura
Óxido
básico
Tradicional
de Stock
IUPAC
Ca+2
CaO
Óxido de calcio
Óxido de calcio
Fe+3
Fe+2
Fe2O3
FeO
Óxido férrico
Óxido ferroso
Óxido de hierro (III) Trióxido de dihierro
Óxido de hierro (II) Monóxido de hierro
Monóxido de calcio
Óxido ácido
El óxido ácido o, simplemente, anhidrido se forma cuando el elemento que reacciona con
el oxígeno es un no metal. Se les llama ácidos porque las disoluciones acuosas son
ácidas. Frecuentemente, los elementos no metálicos, como el azufre y el nitrógeno,
presentan varios estados de oxidación, lo que da lugar a la existencia de varios óxidos
diferentes del mismo elemento.
Se sabe que, en general:
E + O2 → E2Ox
E: no metal
x: EO del no metal
Formulación
Ex+O2- ⇒
E2Ox
Nomenclatura
Tradicional: Anhidrido sufijo raíz del elemento prefijo
De Stock: Óxido de nombre del no metal (EO)
IUPAC: Prefijoóxido de prefijo nombre del no metal
(número de átomos oxígeno)
(número de átomos no metálicos)
Tabla 5.6
Ejemplos de nomenclatura y formulación de óxido ácidos
No
metal
2+
C
C4+
2+
S
S4+
S6+
Cl1+
Cl3+
Cl5+
7+
Cl
Óxido
ácido
CO
CO2
SO
SO2
SO3
Cl2O
Cl2O3
Cl2O5
Cl2O7
Nomenclatura
Tradicional
Anh. carbonoso
Anh. Carbônico
Anh. hiposulfuroso
Anh. sulfuroso
Anh. Sulfúrico
Anh. hipocloroso
Anh. cloroso
Anh. clórico
Anh. Perclórico
de Stock
Óxido de carbono (II)
Óxido de carbono (IV)
Óxido de azufre (II)
Óxido de azufre (IV)
Óxido de azufre (VI)
Óxido de cloro (I)
Óxido de cloro (III)
Óxido de cloro (V)
Óxido de cloro (VII)
IUPAC
Monóxido de carbono
Dióxido de carbono
Monóxido de azufre
Dióxido de azufre
Trióxido de azufre
Monóxido de dicloro
Trióxido de dicloro
Pentóxido de dicloro
Heptóxido de dicloro
______________________________________________________________________ 73
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
Autoevalúate 2
1. Escribe la nomenclatura Tradicional, de Stock e IUPAC de los óxidos que se dan a
continuación.
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
2.
FeO
I2O3
Cu2O
Cr2O3
P2O5
CaO
As2O3
ZnO
Formula los siguientes compuestos:
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
Óxido de sódio (I)
Dióxido de carbono
Óxido de níquel (III)
Anhidrido sulfúrico
Óxido cuproso
Monóxido de dinitrógeno
Óxido brómico
Heptóxido de diyodo
5.2.2 Función hidróxido
-
Es un compuesto ternario que posee el grupo funcional hidróxido (OH ). Los hidróxidos
son bases, porque sus disoluciones acuosas tienen carácter básico y tienen sabor
amargo. Se forman así:
–
Reacción de un metal activo con agua
M + H2O → M(OH)x + H2
M: metal
x: EO del metal
–
Reacción de un óxido básico con agua
M2Ox + H2O → M(OH)x
Formulación
Mx+(OH)-
⇒
M(OH)x
Nomenclatura
Tradicional: hidróxido Raíz del elemento prefijo
De Stock: hidróxido de Nombre del metal (E.O)
______________________________________________________________________ 74
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
IUPAC: prefijohidróxido de Nombre del metal
(número de OH)
Tabla 5.7
Ejemplos de nomenclatura y formulación de hidróxidos
Nomenclatura
Metal Hidróxido
Tradicional
+
de Stock
IUPAC
Na
NaOH
Hidróxido de sodio
Hidróxido de sodio
Monohidróxido de sodio
Cu1+
Cu2+
CuOH
Cu(OH)2
Hidróxido cuproso
Hidróxido cúprico
Hidróxido de cobre (I) Monohidróxido de cobre
Hidróxido de cobre (II) Dihidróxido de cobre
Autoevalúate
1. Escribe la nomenclatura tradicional, de Stock e IUPAC de los hidróxidos que se dan a
continuación.
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
Fe(OH)2
Al(OH)3
Au(OH)3
Mn(OH)2
KOH
Ca(OH)2
Hg(OH)2
Co(OH)2
2. Formula los siguientes compuestos:
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
Hidróxido ferroso
Hidróxido plúmbico
Hidróxido de níquel (III)
Hidróxido de bario
Tetrahidróxido de titanio
Monohidróxido de cobre
Hidróxido de zinc
Hidróxido de platino (IV)
5.2.3 Función ácido
Son compuestos que presentan el grupo funcional hidrógeno (H+), poseen sabor agrio,
corroen los metales activos y neutralizan los hidróxidos.
Los ácidos pueden ser de dos tipos: ácidos oxácidos e hidrácidos.
Ácido oxácido u oxoácido
Son compuestos ternarios que, estructuralmente, presentan un no metal como átomo
central, rodeado de oxígenos, y estos están, a su vez, unidos a uno o más hidrógenos.
______________________________________________________________________ 75
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
Ejemplo:
El ácido sulfúrico, H2SO4
Figura 5.2
Representación estructural del ácido sulfúrico
Los oxoácidos se obtienen por la reacción de anhídridos con agua:
Anhídrido + H2O → Ácido oxácido
Formulación
Tabla 5.8
Formulación de ácidos oxácidos según el EO
Si el no metal tiene
Fórmula del ácido
EO impar
H E O x +1
EO par
H 2E O x + 2
B, P, As Sb
H3E O x +3
2
2
2
E: no metal
x: EO del no metal E
Ejemplo:
En el ácido nítrico, el nitrógeno está con EO 5+. Impar: entonces, su fórmula será esta:
H E O 5+1 → HNO3
2
En el ácido carbónico, el carbono está con EO 4+. Par: entonces, su fórmula será esta:
H 2E O 4+2 → H2CO3
2
______________________________________________________________________ 76
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
Nomenclatura
Tradicional: Ácido raíz del elemento prefijo
IUPAC: Prefijooxoraíz del no metalato (EO) de prefijohidrógeno
(número de O)
(número de H)
Tabla 5.9
Ejemplos de nomenclatura y formulación de oxoácidos
No
metal
Ácido
oxácido
1+
Nomenclatura
Tradicional
IUPAC
Cl
Cl3+
Cl5+
Cl7+
S2+
4+
S
S6+
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
H2SO2
H2SO3
H2SO4
Ácido hipocloroso
Ácido cloroso
Ácido clórico
Ácido perclórico
Ácido hiposulfuroso
Ácido sulfuroso
Ácido sulfúrico
Monoxoclorato (I) de hidrógeno
Dioxoclorato (IIII) de hidrógeno
Trixoclorato (V) de hidrógeno
Tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno
Dioxosulfato (II) de dihidrógeno
Trioxosulfato (IV) de dihidrógeno
Tetraoxosulfato (VI) de dihidrógeno
B3+
P5+
H3BO3
H3PO4
Ácido bórico
Ácido fosfórico
Trioxoborato de trihidrógeno
Tetraoxofosfato (V) de trihidrógeno
Ácido hidrácido
Son compuestos binarios formados por hidrógeno y no metales del grupo VI A: S, Se o
Te (con EO -2) y VII A: F, Cl, Br, I (con EO -1). Se obtienen por la reacción de hidrógeno
y cualquiera de los no metales antes mencionados, y el gas resultante es disuelto en
agua.
Ejemplo:
2O
Cl2 (g) + H2 (g) → 2 HCl (g) ⎯H⎯→
⎯
2 HCl (ac)
Formulación
H1+ Ey-
⇒
Hy E
E: no metal: F, Cl, Br, I (y=1-) y S, Se, Te (y=2-)
Y: EO del no metal
Nomenclatura
Tradicional: ácido raíz del elementohídrico (en disolución acuosa)
Raíz del elementouro de hidrógeno (puro)
______________________________________________________________________ 77
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
Tabla 5.10
Ejemplos de nomenclatura y formulación de óxido básicos
No
Ácido
metal hidrácido
Nomenclatura
Tradicional
(en disolución acuosa)
Tradicional
(en estado puro)
Cl1Br1-
HCl
HBr
Ácido clorhídrico
Ácido bromhídrico
Cloruro de hidrógeno
Bromuro de hidrógeno
S2Te2-
H2S
H2Te
Ácido sulhídrico
Ácido telurhídrico
Sulfuro de hidrógeno
Teleruro de hidrógeno
Autoevalúate 4
1.
Escribe la nomenclatura tradicional de los ácidos que se dan a continuación.
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
2.
HMnO4
HBrO3
HNO2
H3AsO3
HI
H2Se
HBr
H2CrO4
Formula los siguientes compuestos:
a.
b.
c.
d.
e.
f.
H2CO3
HMnO4
HIO
HBr
HBrO
H2Se
5.2.4 Función sal
Son compuestos iónicos, sólidos a temperatura ambiente y, por lo general, se disuelven
en agua. En general, las sales se forman por reacción de un ácido con un hidróxido:
Hidróxido + ácido → sal + H2O
Estructuralmente, una sal está formada por un catión metálico proveniente del hidróxido y
un anión que proviene del ácido, de la manera en que se expone a continuación.
5.2.5 Formación de iones positivos (cationes)
Los iones positivos que conforman la sal provienen del hidróxido:
M(OH)a → Ma+ + (OH)1-
______________________________________________________________________ 78
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
Nomenclatura cationes
Los cationes se nombran cambiando la palabra hidróxido por ion.
Ejemplos:
CuOH → Cu1+ (OH)1- → Cu1+
Hidróxido cuproso
Ion cuproso
Cu(OH)2 → Cu2+ (OH)1- → Cu2+
Hidróxido cúprico
Ion cúprico
Fe(OH)2 → Fe2+ (OH)1- → Fe2+
Hidróxido ferroso
Ion ferroso
Fe(OH)3 → Fe3+ (OH)1- → Fe3+
Hidróxido férrico
Ion férrico
5.2.6 Formación de iones negativos (aniones)
Los iones negativos que conforman la sal provienen del ácido cuando pierden todos sus
hidrógenos.
Tabla 5.11
Formación de aniones a partir de ácidos
Tipo de ácido
Fórmula del ácido
H E x+O x +1
2
Oxoácido
HbE x+O x + 2
2
HbE x+O x +3
2
Hidrácido
HyE
Ion
⎛ x+
⎞
⎜ E O x +1 ⎟
⎝
2 ⎠
b-
⎛ x+
⎞
⎜ E O x+2 ⎟
⎝
2 ⎠
b-
⎛ x+
⎞
⎜ E O x+3 ⎟
⎝
2 ⎠
b-
Ey-
Ejemplos:
H2SO4 → (SO4)2H3BO3 → (BO3)3Nomenclatura aniones
Los aniones se nombran cambiando la palabra ácido por ion y las terminaciones
siguientes:
oso
ico
hídrico
por
por
por
ito
ato
uro
______________________________________________________________________ 79
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
Ejemplos:
HNO3 → H+ (NO3)- → (NO3)Ácido nítrico
Ion nitrato
HClO → H+ (ClO)- → (ClO)Ácido hipocloroso
Ion hipoclorito
H2SO3 → H+2 (SO3 )2- → (SO3 )2Ácido sulfuroso
Ion sulfito
H2CO3 → H+2 (CO3 )2- → (CO3 )2Ácido carbónico
Ion carbonato
H3BO3 → H+3 (BO3 )3- → (BO3 )3Ion borato
Ácido bórico
H3PO3 → H+3 (PO3 )3- → (PO3 )3Ácido fosforoso
Ion fosfito
HI
→ H+ (I)Ácido yodhídrico
→ (I)Ion yoduro
H2Se → H+2 (Se)2- → (Se)2Ácido selenhídrico
Ion seleniuro
Según el tipo de ácido que las origina, las sales se clasifican en dos: sal oxisal y sal
haloidea.
5.2.7 Sal oxisal neutra
Son compuestos ternarios que se obtienen a partir de la reacción del ácido oxácido con
un hidróxido:
Hidróxido + ácido oxácido → sal oxisal + H2O
Formulación
Catióna+ Aniónb- → Catiónb Anióna
Nomenclatura
Tradicional: Nombre del anión de nombre del catión
______________________________________________________________________ 80
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
Tabla 5.12
Ejemplos de nomenclatura y formulación de sal oxisal
Hidróxido Catión Oxoácido
Anión
Sal oxisal
KOH
K+
HClO4
(ClO4)1-
KClO4
Al(OH)3
Al
H2SO2
(SO2)
Mg(OH)2
Mg
H3PO4
(PO4)
3+
2+
2-
3-
Al2(SO2)3
Nomenclatura
tradicional
Perclorato de potasio
Hiposulfito de aluminio
Mg3(PO4)2 Fosfato de magnésio
5.2.8 Sal haloidea neutra
Son compuestos binarios que se obtienen a partir de la reacción de un ácido hidrácido
con un hidróxido:
Hidróxido + ácido hidrácido → sal haloidea + H2O
Formulación
Catióna+ E y - → Catióny Ea
E: no metal grupo VI y VII A
y: E.O grupo VIA (-2), grupo VIIA (-1)
Nomenclatura
Tradicional: Nombre del anión de nombre del catión
Tabla 5.13
Ejemplos de nomenclatura y formulación de sal haloidea
Hidróxido Catión
Ácido
Anión
hidrácido
Sal
haloidea
Nomenclatura
tradicional
NaOH
Fe(OH)3
Na+
Fe3+
HCl
HBr
Cl1Br1-
NaCl
FeBr3
Cloruro de sodio
Bromuro férrico
CuOH
Ca(OH)2
Cu1+
Ca2+
H2S
H2Te
S2Te2-
Cu2S
CaTe
Sulfuro cuproso
Teleruro de calcio
______________________________________________________________________ 81
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
Autoevalúate 5
1. Nombra, utilizando la nomenclatura tradicional, las sales que se dan a continuación.
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
KMnO4
KCl
Ca(PO4)2
Al2(SO3)3
CaI2
Ni2S3
AgBrO3
Na2CO3
2. Formula los siguientes compuestos:
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
NaNO3
ZnSO4
Ca(PO4)2
Fe(NO2)3
Cu2SO2
ZnS
KBr
5.2.9 Función hidruro
Son compuestos binarios que resultan de la combinación del hidrógeno con un elemento:
Elemento + hidrógeno → hidruro
Hidruro metálico
El hidruro metálico se forma cuando el elemento que reacciona con el hidrógeno es un
metal. Solamente en estos compuestos el hidrógeno tiene estado de oxidación 1-.
Se sabe que, en general:
M + H2 → MHx
M: metal
x: EO del metal
Formulación
⇒
Mx+ H1-
MHx
Nomenclatura
Tradicional: hidruro raíz del metalprefijo
De Stock: hidruro de nombre del metal (EO)
IUPAC: Prefijohidruro de nombre del metal
(número de H)
______________________________________________________________________ 82
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
Tabla 5.14
Ejemplos de nomenclatura y formulación de hidruros metálicos
Metal
Nomenclatura
Ion Hidruro
hidruro metálico
Na1+
H1Pb2+
NaH
PbH2
tradicional
de Stock
IUPAC
Hidruro de sodio Hidruro de sodio
Monohidruro de sodio
Hidruro plumboso Hidruro de plomo (II) Dihidruro de plomo
Hidruro no metálico especial
El hidruro no metálico se forma cuando el elemento que reacciona con el hidrógeno es un
no metal del grupo III A y IV A de la tabla periódica. Estos hidruros no siguen una
nomenclatura; tienen nombres especiales.
Se sabe que, en general:
E + H2 → EHx
E: no metal (grupo IIIA y IVA)
x: EO no metal IIIA (3-), IVA (4-)
Formulación
Ex– H1+
⇒
EHx
Nomenclatura
Tienen nombres especiales.
______________________________________________________________________ 83
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
Tabla 5.15
Ejemplos de nomenclatura y formulación de hidruros no metálicos
especiales
No
metal
O
N
Si
As
Ge
C
B
P
Sb
B
Ion
hidrógeno
H1+
Hidruro
especial
H2O
NH3
SiH4
AsH3
GeH4
CH4
BH3
PH3
SbH3
B2H6
Nomenclatura
especial
Água
Amoníaco
Silano
Arsina
Germano
Metano
Borano
Fosfina
Estibina
Diborano
Tabla 5.16
Compuestos químicos inorgánicos de uso común
Compuesto
NaCl
CaO
Mg(OH)2
H2O2
CO2
HCl
CaCO3
NaOH
NaClO
Nombre comercial
Sal común
Cal viva
Leche de magnesia
Agua oxigenada
Hielo seco
Acido muriático
Piedra caliza
Soda cáustica
Lejía
Uso
Saborizante, conservante
Manufactura de acero y cemento
Antiácido
Antiséptico, blanqueador
Extintores, bebidas carbonatadas
Limpieza
Antiácido, manufactura de cemento
Limpieza, manufactura de jabones
Desinfectante, blanqueador
Autoevalúate 6
1. Escribe la nomenclatura tradicional, de Stock e IUPAC de los hidruros que se dan a
continuación.
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
AlH3
PbH4
CaH2
SrH2
PH3
NH3
MgH2
SnH4 CaH2
______________________________________________________________________ 84
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
_______________________________________________________________________
2.
Formula los siguientes compuestos:
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
Hidruro cuproso
Hidruro de estroncio
Trihidruro de aluminio
Arsina
Hidruro de estaño (II)
Dihidruro de zinc
Amoníaco
Hidruro de potasio
______________________________________________________________________ 85
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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EJERCICIOS INTEGRADORES
1. Determina el número de oxidación del fósforo en los compuestos siguientes:
PH3
P2O3
NaH2PO4
a) 3-; 1+; 4+
b) 3+; 3+; 3+
c) 3-; 1+; 4+
d) 3-; 3+; 5+
e) 3+; 3+; 5+
2.
¿Cuáles son los números de oxidación del cromo y azufre en los iones siguientes?
Cr2O72-
SO32-
a) 3+; 4+
b) 6+; 4+
c) 7+; 3+
d) 6+; 6+
e) 7+; 6+
3.
Indica el número de óxidos básicos y óxidos ácidos, respectivamente, en la siguiente
lista:
K2O;
SO2;
CaO;
Cr O3;
Mn2O3;
Ca (OH)2
a) 4 y 1
b) 2 y 3
c) 3 y 3
d) 4 y 2
e) 3 y 2
4. Indica la relación fórmula-nombre incorrecta.
a)
b)
c)
d)
e)
CaO
CuO
SO3
Fe2O3
CO3
óxido de calcio
óxido de cobre (II)
trióxido de azufre
óxido férrico
anhídrido carbónico
5. Indica la relación fórmula-nombre incorrecta.
a)
b)
c)
d)
e)
HNO3
H2CO3
Fe (OH)3
NaOH
H2SO3
ácido nítrico
ácido carbónico
hidróxido de hierro (III)
hidróxido de sodio
ácido sulfúrico
______________________________________________________________________ 86
Nomenclatura
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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6. De acuerdo con las funciones químicas que conoces, ¿cuál de los siguientes grupos
de elementos no conforma la función respectiva?
a)
b)
c)
d)
e)
H, Ca : hidruro metálico
C, O : anhídrido
Mn, O : óxido ácido y óxido básico
Na, H, O : ácido hidrácido
K, H, O : hidróxido
7. ¿Cuáles son las fórmulas del ácido sulfuroso y del ácido sulfhídrico?
a) H2SO3; H2S (aq)
b) H2SO4; H2S (aq)
c) H3SO2; H2S (g)
d) H3SO3; H2S (aq)
e) H3SO4; H2S (g)
8. Señala la relación incorrecta.
a)
b)
c)
d)
e)
HCl (aq) : ácido hidrácido
HClO3 : ácido oxoácido
NaH : hidruro metálico
MgO : óxido básico
MnO3 : óxido básico
9. ¿Qué nombre no va acompañado correctamente por su fórmula?
a)
b)
c)
d)
e)
Nitrato cuproso : CuNO3
Sulfito cúprico : CuSO3
Sulfuro cuproso : Cu2S
Nitrito de litio : LiNO3
Sulfato de bario : BaSO4
10. Indica la relación incorrecta.
a)
b)
c)
d)
e)
Ag2S : sal haloidea neutra
CaCO3 : oxisal neutra
H3PO4 : ácido oxácido
H2S : hidruro metálico
Mg(OH)2 : hidróxido
______________________________________________________________________ 87
Nomenclatura
VI. RELACIONES DE MASA EN QUÍMICA
6.1 MASA ATÓMICA
6.1.1 Masa atómica promedio
6.1.2 Masa molecular
6.2 MOL Y EL NÚMERO DE AVOGADRO
6.3 RELACIONES DE MASA EN LOS COMPUESTOS QUÍMICOS
6.3.1 Composición centesimal de los compuestos
6.3.2 Fórmula química de un compuesto
6.4 REACCIÓN QUÍMICA
6.4.1 Balance de ecuaciones químicas
6.4.2 Tipos de reacciones químicas
6.5 RELACIÓN MOL - MASA EN UNA REACCIÓN QUÍMICA
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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VI. RELACIONES DE MASA EN QUÍMICA
En los capítulos anteriores, nos hemos aproximado a la química básicamente desde el
punto de vista cualitativo y se realizaron solo algunos cálculos. Sin embargo, la química
es una ciencia no solo cualitativa, sino también cuantitativa. Es necesario, entonces,
saber cómo están formados átomos y moléculas, sus masas y los cambios de masa que
ocurren cuando se llevan a cabo cambios químicos.
6.1 MASA ATÓMICA
Como vimos en el capítulo 2, los átomos de un elemento son iguales entre sí, pero
diferentes al resto de los elementos, y su masa depende del número de electrones,
protones y neutrones que contenga. Por otro lado, los átomos son partículas
extremadamente pequeñas. Por ejemplo, el átomo de calcio tiene un radio de 2 por 10-8
cm (para formar una extensión de 1 cm de átomos, habría que colocar en fila unos 50 000
000 de átomos de calcio). Resulta obvio, entonces, que no es posible pesarlos
individualmente en una balanza, pues no existe balanza capaz de detectar un solo átomo.
Sin embargo, sí existen métodos experimentales que permiten determinar la masa
relativa, esto es, la masa de un átomo en relación con la masa de otro átomo que se
toma como elemento de referencia.
Figura 6.1
Representación del átomo de carbono abierto por la mitad
Fuente: http://natachamen_15.nireblog.com/.../04/26/el-atomo (consulta: 26 de julio de 2008 )
Entonces, el primer el primer paso es asignar un valor a la masa de un átomo de un
elemento que nos sirva de referencia. Por acuerdo internacional, el elemento elegido fue
el C-12 (el isótopo más abundante del carbono, que tiene 6 protones y 6 neutrones).
Considerando que el 99,99% de la masa de un átomo se encentra en su núcleo y que ahí
se ubican los 6 protones y los 6 neutrones, al carbono se le asignó una masa de 12 uma.
Entonces, ¿cómo definimos uma?
Es la masa equivalente a la
doceava parte de la masa de un
átomo de carbono.
Figura 6.2 Representación del átomo
de carbono dividido en 12 partes
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Relaciones de masa en química
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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La masa del carbono -12 se utiliza como referencia para medir la masa atómica de los
demás elementos. A la masa atómica de cada elemento expresado en uma también se le
suele denominar peso atómico, aunque lo que estamos describiendo aquí es masa y no
peso.
6.1.1 Masa atómica promedio
Bien, hasta aquí queda claro que la masa (peso atómico) del carbono es 12 uma. Sin
embargo, cuando buscamos la masa atómica del carbono en la tabla periódica, se
encuentra que su valor no es 12,00 uma, sino 12,01115 uma. La razón de esta diferencia
es que en la tabla periódica se reporta la masa atómica media de la mezcla natural de
los isótopos del elemento. Como ya vimos en el capítulo 2, la mayor parte de los
elementos químicos se encuentran en la naturaleza como mezclas de isótopos (átomos
con el mismo número atómico, pero de distinto número másico). El espectrómetro de
masas permite medir las masas y la abundancia relativa de cada uno de los isótopos que
componen un elemento natural. Las abundancias relativas se expresan como porcentaje
en peso.
Entonces, para determinar la masa atómica media (denominada, simplemente, masa
atómica), es necesario conocer:
– las masas de cada uno de sus isótopos de forma individual; y
– los porcentajes atómicos (abundancia relativa isotópicas) en la naturaleza.
Ejemplo:
En la tabla siguiente se muestran las abundancias relativas y las masas para cada isótopo
estable del cloro:
Tabla 6.1
Masa atómica de los isótopos del cloro
Isótopo
Cl - 35
Cl - 37
Masa atómica
34,97 uma
36,97 uma
Abundancia
75,53%
24,47%
Esto quiere decir que, en el cloro elemental, el 75,53% de los átomos presenta una masa
de 34,97 uma, y que el 24,47% tiene una masa de 36,97 uma. Con esta información,
podemos calcular la masa atómica promedio del cloro:
Masa atómica promedio del cloro = (0,7573) (39,97 uma) + (0,2447) (36,97 uma)
Masa atómica promedio del cloro = 35,46 uma
Obsérvese que, en cálculos que incluyen porcentajes, es necesario convertir los
porcentajes a fracciones. Por ejemplo, 75,73% se transforma en 0,7573.
Autoevalúate 1
1. El cobre es un elemento químico que se encuentran en pequeñísimas cantidades en
los seres vivos, y tanto su ausencia como una concentración por sobre su nivel
característico pueden ser perjudiciales para el organismo humano. Las masas atómicas
_____________________________________________________________________ 90
Relaciones de masa en química
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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de sus dos isótopos estables, Cu-63 (69,09%) y Cu-65 (30,91%), son 62,93 uma y
64,9278 uma respectivamente. Calcule la masa atómica promedio del cobre.
2. El litio es un elemento químico cuyas sales (particularmente el carbonato de litio y el
citrato de litio) se emplean en el tratamiento de manías y depresiones bipolares. Las
masas atómicas del Li-6 y Li-7 son 6,0151 uma y 7,0160 uma respectivamente. Calcule la
abundancia natural de estos dos isótopos. La masa atómica promedio del Li es 6,941
uma.
Nota: La masa molar de todos los elementos se encuentra en la tabla periódica.
6.1.2 Masa molecular
Ya sabemos cómo obtener la masa de un átomo de cada elemento (a través de cálculos o
directamente de la tabla periódica), así que podemos obtener fácilmente la masa de una
molécula de un compuesto. Para hallar la masa molecular de las moléculas (algunas
veces denominada peso molecular) solo se suman las masas atómicas de los átomos
que forman la molécula.
Ejemplo:
La masa o peso molecular del agua (H2O) es la siguiente:
2 átomos de H x 1,00 uma = 2,00 uma
1 átomo de O x 16,00 uma = 16,00 uma
Masa molecular del H20 es = 18,00 uma
De igual modo, podemos calcular el peso molecular de una molécula de glucosa C6H12O6:
esta será de 180 uma.
Por otro lado, cuando hablamos de sustancias iónicas (como el NaCl), no es apropiado
referirse a moléculas (sus átomos generalmente forman redes cristalinas llamadas
unidad fórmula, no moléculas), por lo que tampoco debe hablarse de peso molecular. El
peso de estas sustancias iónicas se obtiene de la misma forma que para las moléculas
con enlaces covalentes, pero el término usado para expresarlo es peso fórmula.
Ejemplo:
El peso fórmula del cloruro de sodio (NaCl) es el siguiente:
1 átomo de Na x 23 uma = 23,0 uma
1 átomo de Cl x 35,5 uma = 35,5 uma
Masa o peso fórmula del NaCl = 58,5 uma
Autoevalúate 2
1. Usando tu tabla periódica, determina la masa molecular o peso fórmula de los
siguientes compuestos:
– Propano (C3H8)
– Sulfato de calcio
– 2, 4, 6- trinitrotolueno (TNT), C7H5(N02)3,
_____________________________________________________________________ 91
Relaciones de masa en química
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______________________________________________________________________
– Cafeína (C8H10N402)
6.2 MOL Y EL NÚMERO DE AVOGADRO
Ahora bien, debido a que los átomos tienen masas tan pequeñas, es imposible pesarlos
de manera individual. Para cualquier situación real, lo que se maneja no son átomos o
moléculas individuales, sino una enorme cantidad de ellos, pues aun la porción más
pequeña de materia que puede manejarse seguramente contendrá un enorme número de
átomos.
Debido a ello, se hace necesario disponer de una unidad especial para referirse a esa
gran cantidad de partículas elementales, llámense átomos o moléculas. Entonces, ¿cómo
se llama aquella unidad? ¿Cuán grande tiene que ser? (Es decir, ¿de cuántas unidades
estará formada?). ¿Es suficiente una decena, una centena, un millar…? ¿Cuánta cantidad
de muestra de un elemento se debe tomar para obtener una masa en gramos
numéricamente igual a sus pesos atómicos en uma?
Responder estas interrogantes ha sido objeto de estudio durante al menos un siglo, a lo
largo del cual se diseñaron experimentos muy ingeniosos para determinar dicho valor.
Finalmente, en 1971, el Sistema Internacional de Unidades (SI) denominó mol a la
magnitud física o cantidad de sustancia relacionada con el número de partículas.
Asimismo, el SI define una mol como «la cantidad de sustancia que contiene tantas
entidades elementales (átomos, moléculas, iones u otras partículas) como átomos hay
exactamente en 12 g de carbono-12 puro». Este número se denomina número de
Avogadro (NA) y el valor comúnmente aceptado es este:
1 mol = NA = 6,0221367 X 1023 partículas
Con frecuencia, redondearemos el valor de número de Avogadro a 6,022 x 1023 partículas
6,022 x 1023 = 602 000 000 000 000 000 000 000. Para no volver a escribir este número
gigantesco, lo sustituiremos por NA, símbolo del número de Avogadro.
La extensión del NA es tan grande que trasciende la imaginación y obviamente no es un
número útil para contar objetos observables a simple vista. Pero si este número
extraordinariamente grande se emplea para contar objetos extraordinariamente
pequeños, tales como átomos y moléculas, dará entonces como resultado una cantidad
de materia fácilmente manejable.
La mol es una unidad algo peculiar: al estar basada sobre un conteo de átomos o
moléculas, la cantidad de masa total dependerá de cuánta masa tenga cada átomo,
molécula o unidad fórmula. En la figura 6.3 tenemos algunos ejemplos.
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Relaciones de masa en química
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Figura 6.3
Masas de una mol de carbono, azufre y mercurio respectivamente
Polvo negro de carbón, azufre (polvo amarillo) y mercurio (metal líquido brillante)
Tabla 6.2
Masa de una mol de átomos o moléculas de elementos y compuestos
comunes
Elemento o compuesto
Contiene
Carbono
Nitrógeno
Hidrógeno
Hidrógeno gaseoso
Agua
6,02 x 1023 átomos de C
6,02 x 1023 átomos de N
6,02 x 1023 átomos de H
6,02 x 1023 moléculas de H2
6,02 x 1023 moléculas de H2O
Masa
12,01 g
14,008
1,007 g
2,014 g
18,00 g
Queda claro, entonces, que, cuando se opera con la mol, se debe especificar si se trata
de átomos, de moléculas o de unidades fórmula (véase la tabla 6.2).
Por otro lado, la masa de 1 mol de átomos, moléculas o unidades fórmula se denomina
masa molar (M). Entonces, la masa molar se define como la masa (en gramos) de 1 mol
de unidades, y sus unidades son g/mol.
Ahora bien, podemos relacionar estos tres conceptos (mol, número de Avogadro y masa
molar) para hallar el número de átomos o moles en una muestra pesada de cualquier
elemento.
Ejemplo:
¿Cuántos átomos hay en 0,551 g de potasio (K)?
Estrategia:
Se buscan los átomos de potasio. ¿Qué factor de
conversión se necesitará para convertir masa a átomos de
K?
– Mol de átomos de K y número de Avogadro
– Mol de átomos de K y masa molar del K
Se determina el factor de conversión adecuado a fin de que
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Relaciones de masa en química
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la masa se cancele y se obtengan los átomos como
respuesta.
Solución:
Factor de conversión:
– 1 mol de átomos de K = 6,022 x 1023 átomos K
– 1 mol de átomos de K = 39,10 g
Usamos los factores adecuados:
También podemos hallar el número de moles:
Y, luego, hallamos el número de átomos:
Figura 6.4
Relación entre la
masa de un
elemento en
gramos, su número
de moles y el
número de átomos
(N), usando la masa
molar del elemento
y el número de
Avogadro
N = nNA = 0,0141 x 6,022 x 1023
= 8,49 x 10 21 átomos K
De similar modo, podemos relacionar la masa de un compuesto, el número de moles del
compuesto y el número de moléculas del compuesto.
Ejemplo:
El ácido acetilsalicílico C9H804 es el principio activo de la aspirina. ¿Cuál es la masa en
gramos de 9,5 x 10 18 moléculas de ácido acetilsalicílico?
Solución:
Tenemos que:
– 1 mol de C9H804 = (12x9) +(1x8)+ (16x4) = 180 g; y
– 1 mol de moléculas = 6,022 x 1023 moléculas de aspirina.
Entonces, podemos relacionar mol, masa y moléculas de la siguiente forma:
_____________________________________________________________________ 94
Relaciones de masa en química
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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Figura 6.5
Relación mol, masa molar y moléculas
Transformemos:
Autoevalúate 3
1. El zinc es un metal plateado que se utiliza para fabricar latón (mezcla de zinc con
cobre) y para recubrir hierro con la finalidad de prevenir su corrosión. ¿Cuántos gramos
de Zn hay en 0,356 moles de Zn?
2. Calcula el número de milimoles de ácido sulfúrico en 0,147 g de H2S04.
3. El azufre (S) es un elemento no metálico que está presente en el carbón. Cuando el
carbón se quema, el azufre se convierte en dióxido de azufre y finalmente en ácido
sulfúrico, lo cual ocasiona el fenómeno de la lluvia ácida. ¿Cuántos átomos de S hay en
16,3 g de C?
4. Calcula el número de átomos de hidrógeno en 39,6 g de sulfato de amonio (NH4)2SO4.
6.3 RELACIONES DE MASA EN LOS COMPUESTOS QUÍMICOS
Como se ha visto en el capítulo 5, un compuesto químico se representa mediante su
fórmula química. Entonces, la fórmula de un compuesto nos indica su composición.
Composición representa no solo a los elementos presentes, sino también a la proporción
en la cual se combinan los átomos. A partir de esta información, podemos obtener la
composición en peso de los elementos que forman parte del compuesto.
6.3.1 Composición centesimal de los compuestos
La composición centesimal en masa (composición porcentual) es el porcentaje en masa
de cada elemento presente en un compuesto.
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Relaciones de masa en química
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Ejemplo:
En una muestra de 200 g de agua, hay 22,38 g de hidrógeno y 177,62 g de oxígeno. Por
tanto, los porcentajes de los dos elementos son:
%H=
Peso de H x 100
Peso del H2O
%H=
22,38 x 100 = 11,19%
200
%O=
%O=
Peso de O x 100
Peso del H2O
177,6 x 100=88,81%
200
Entonces, la composición centesimal del agua es de 11,19% de H y 88,81% de O.
Por otro lado, conociendo la fórmula de un compuesto, se pueden calcular los porcentajes
en masa de los elementos que lo constituyen. Para los cálculos respectivos, se
recomienda comenzar con una mol del compuesto.
Ejemplo:
El ácido fosfórico H3PO4 es un líquido incoloro y dulce que se utiliza en dentífricos y
bebidas gaseosas para realzar el sabor. Calcule la composición centesimal de este
compuesto.
Solución:
Se recomienda dibujar una tabla para determinar la masa de cada elemento. Se asume
una mol del H3PO4:
Elemento
H
P
O
n
3 mol
1 mol
4 mol
x
x
x
x
M
1,00
30,97
16,00
H3PO4
=
=
=
=
=
m
3,00
30,97
64,00
97,97
Dado que 97,97 g de H3PO4 contiene 3,00 g de H, 30,97g de P y 64,00 g de O, entonces:
%H=
Peso de H x 100
Peso del H3PO4
%H=
3,00 x 100= 3,06%
97,97
%O=
Peso de O x 100
Peso del H3PO4
%O=
64,00 x 100 = 65,32%
97,97
%P=
Peso de P x 100
Peso del H3PO4
%P=
30,97 x 100= 31,62%
97,97
Autoevalúate 4
1. El nitrato de amonio (NH4NO3) se emplea como fertilizante nitrogenado. Calcula los
porcentajes de masa de los elementos en el nitrato de amonio.
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Relaciones de masa en química
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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2. Una muestra de 3,87 mg de ácido ascórbico (vitamina C) por combustión genera 5,80
mg de CO2 y 1,58 mg de H2O. ¿Cuál es la composición porcentual de este compuesto? El
ácido ascórbico contiene solamente C, H y O.
6.3.2 Fórmula química de un compuesto
Como hemos visto, existe una relación directa entre las propiedades de un compuesto y
su estructura. Entonces, si se quiere predecir las propiedades físicas y químicas de un
compuesto, es esencial conocer su estructura. La estructura de un compuesto está
expresada en su fórmula química, y la información que podemos extraer de ella depende
del tipo de fórmula.
Tenemos cuatro tipos de formulas:
–
Fórmula empírica
–
Fórmula verdadera o molecular
–
Fórmula estructural (revela, cuáles son los elementos que componen la molécula y su
número, así como de qué manera están dispuestos y enlazados entre sí)
–
Fórmula espacial (indica lo mismo que la fórmula estructural, además de la disposición
tridimensional de sus átomos)
Nota: Las fórmulas estructural y espacial serán detalladas en el siguiente capítulo. Ahora,
ampliemos la información sobre las fórmulas empírica y molecular.
Fórmula empírica
La fórmula más simple o empírica para un compuesto representa la menor relación de
números enteros de átomos presentes en una molécula del compuesto. Dado que la
masa es expresada en gramos, nos referimos a una mol de molécula y a la mínima
relación de moles de átomos que forman el compuesto. Se conoce como fórmula empírica
porque es la que se deduce de los experimentos de combustión.
Ejemplo:
Se tiene un compuesto cuyo análisis por combustión nos indica que contiene un 25,7% de
C, un 1,43% de H, 22,8% de O y un 50,0% de Cl en peso. ¿Cuál es su fórmula empírica?
Pasos por seguir:
– Enlistar los elementos que forman el compuesto
– Colocar la masa de cada elemento. Si nos dan el porcentaje, asúmanse 100 g de
muestra.
– Hallar las moles de átomos de cada elemento
– Hallar la relación de moles mediante la división de cada una de las moles obtenidas
entre la menor
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Relaciones de masa en química
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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– Debemos obtener números enteros o casi enteros. Redondeemos o multipliquemos
por un número para obtener número enteros.
Una forma conveniente de resolver estos problemas es insertar los datos en una tabla:
Elementos
Masa
(g)
C
25,7
H
1,43
O
22,8
Cl
50,0
Moles
(masa/M*)
Relación
25,7 = 2,14
2,14 = 1,5
12
1,43 = 1,43
1
22,8 = 1,43.
16
50 = 1,43
35,5
1,43
1,43 = 1
1,43
1,43 = 1
1,43
1,43 = 1
1,43
Formula
empírica
Se ha
obtenido 1,5 ,
entonces
todo se
multiplica x 2
C3H2O2Cl2
(*) M = masa de 1 mol de átomos
Autoevalúate 5
1. Determina la fórmula de un compuesto que tenga la siguiente composición porcentual
en peso: 24.75% K, 34.77% Mn, 40.51% O.
2. Calcule la fórmula empírica para un compuesto con 43.7 g P (fósforo) y 56.3 g de
oxígeno.
Fórmula molecular
La fórmula molecular indica el número real de los átomos presentes en una molécula del
compuesto. No confundamos el número de átomos de una molécula con su proporción
(fórmula empírica). Así, si tenemos una molécula que contiene 2 átomos de carbono y 4
de hidrógeno, su fórmula molecular sería C2H4, mientras que la empírica sería CH2.
La fórmula química de un compuesto obtenida mediante el análisis de sus elementos
siempre será la fórmula empírica. Para obtener la fórmula molecular, se deben conocer la
masa molar del compuesto y su fórmula empírica. La fórmula molecular de un compuesto
es la misma o un múltiplo entero de la fórmula empírica:
Fórmula molecular = n x fórmula más simple
Así, podemos escribir:
Masa molar fórmula verdadera = n x masa molar fórmula empírica
La fórmula molecular se obtiene al multiplicar la fórmula empírica por el número entero n:
Ejemplo:
La vitamina C (ácido ascórbico) tiene 40,92% de C, 4,58% de H, y 54,50% de O en masa.
La masa molar de este compuesto es de 176 g/mol. ¿Cuál será su fórmula molecular?
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Relaciones de masa en química
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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Solución:
Como ya tenemos su masa molar (176 g/mol), lo que nos falta es la fórmula empírica:
Elementos
Masa
(g)
C
40,92
H
4,58
O
54,5
Moles
(masa/M)
40,92 = 3,407
12
4,58 = 4,58
1
54,5 = 3,406
16
Relación
3,407 = 1
3,407
4,58 = 1,33
3407
54,5 = 1
3407
Formula empírica
Se ha obtenido
1,33, entonces
todo se multiplica x
3
C3 H4 O 3
Esta es la fórmula empírica para el ácido ascórbico. Pero ¿y la fórmula molecular?
Tenemos que la masa molar de este compuesto es de 176 g/mol. ¿Cuál es la masa molar
de su fórmula empírica?:
(3x12.) + (4x1)+ (3x16) = 88.g/mol
Entonces:
Masa molar = n x masa molar de la fórmula empírica
176 = n x 88
n=2
La fórmula molecular se obtiene al multiplicar la fórmula empírica por el número entero 2:
Fórmula molecular del ácido ascórbico = C 6 H 8 O6
Autoevalúate 6
1. Algunas investigaciones indican que el glutamato monosódico (MSG), un potenciador
de sabor para alimentos, sería causante del llamado «síndrome del restaurante chino», ya
que puede ocasionar dolores de cabeza y de pecho. El MSG tiene la siguiente
composición porcentual en masa: 35.51% de C, 4.77% de H, 37,85% de O, 8,29% de N, y
13,60% de Na. Determina su fórmula molecular, si su masa molar es 169 g/mol.
2. La glucosa es un carbohidrato formado por C, H y O. Una muestra de 0,1014 g de
glucosa pura se quemó en un tren de combustión de C-H para producir 0,1486 g de CO2 y
0,0609 g de H20. Por otro lado, experimentos muestran que el peso molecular de la
glucosa es de 180 uma. Determina su fórmula molecular.
3. El ácido láctico se produce en los músculos cuando se dispone de poco oxígeno, y es
el responsable de los calambres musculares cuando se efectúan ejercicios violentos.
También ocasiona acidez en derivados lácteos. Un análisis químico muestra que el ácido
láctico contiene 39.9% de C, 6.73% de H, y 52.28% de O, en peso. Si su masa molar es
90 g/mol, determina la fórmula molecular del ácido láctico.
_____________________________________________________________________ 99
Relaciones de masa en química
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
______________________________________________________________________
Hasta aquí, hemos observado las relaciones de masa de los átomos que forman parte de
una molécula, esto es, de los elementos que forman parte de un compuesto. Ahora,
debemos ver las relaciones de masa de estos compuestos cuando forman parte de un
proceso o cambio químico. Dichos cambios se representan mediante ecuaciones
químicas. Primero, veamos los aspectos relacionados con ellas.
6.4 REACCIÓN QUÍMICA
Un cambio o reacción química es un proceso en el que una o más sustancias (reactivos o
reactantes) se transforman en otras sustancias diferentes (productos de la reacción). Para
representar este cambio, se utilizan las ecuaciones químicas. En una ecuación química,
los reactivos aparecen sobre la parte izquierda de la ecuación, mientras que los productos
se escriben sobre la derecha.
En las reacciones químicas, se produce un reordenamiento de los átomos. Sin embargo,
estos no se crean ni destruyen, por lo que en estas reacciones se cumple la ley de
conservación de la masa. Entonces, en una ecuación química, debe haber el mismo
número de átomos de un determinado elemento hacia ambos lados. Además, todos los
reactivos y los productos deben ser identificados mediante sus fórmulas y sus estados
físicos.
Ejemplo:
– Cambio químico: «El hidrógeno molecular reacciona con el oxígeno molecular para
producir agua»;
– Ecuación química: H2 (g) + O2 (g) → H2 O(g),
donde el signo más significa «reacciona con»; la flecha significa «produce»; y la reacción
sigue dirección de izquierda hacia derecha, como lo indica la flecha.
Por otro lado, notemos que la ecuación no está completa, ya que del lado izquierdo de la
flecha hay dos átomos de oxígeno, mientras que del lado derecho solo hay uno.
Recuérdese que, para cumplir con la ley de la conservación de la masa, debe haber
tantos átomos al finalizar la reacción como los que había al inicio de ella.
Se puede balancear la ecuación al colocar el número 2 delante del hidrógeno y un 2
delante del agua. Estos números se denominan coeficientes estequiométricos:
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2 O(g)
6.4.1 Balance de ecuaciones químicas
En reacciones en las que intervienen más sustancias, es conveniente seguir ciertos pasos
para escribir y llevar a cabo el balance de una ecuación química:
a) Se identifican todos los reactivos y productos.
b) Se escriben las fórmulas correctas sobre ambos lados de la ecuación:
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Relaciones de masa en química
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KI
+ Pb(NO3)2
Ioduro de potasio
Da
Nitrato de plomo
PbI2
Ioduro de plomo
+ KNO3
Nitrato de
potasio
c) Se asigna su estado físico y se colocan las flechas o los símbolos respectivos:
– (g) para una sustancia gaseosa
– (l) para un líquido puro
– (s) para un sólido
– (ac) disolución acuosa – sustancia disuelta en agua.
– da →
– Se desprende ↑
– Precipita ↓
– Se calienta ∆
2 KI(ac)
+ Pb(NO3)2 (ac)
Ioduro de potasio
Nitrato de plomo
PbI2 (s)↓
→
Ioduro de plomo
+ 2 KNO3 (ac)
Nitrato de
potasio
Para balancear la ecuación, se prueban los diferentes coeficientes, con la finalidad de
igualar el número de átomos de cada elemento hacia ambos lados de la ecuación. Se
pueden cambiar los coeficientes (los números que anteceden a las fórmulas), pero no los
subíndices (los números que forman parte de las fórmulas):
– se ajustan los átomos de los metales, con prioridad para los más pesados;
– se ajustan los no metales; y
– se comprueba el ajuste al contar los hidrógenos y los oxígenos.
6.4.2 Tipos de reacciones químicas
Existen varias formas de clasificar reacciones químicas. Estas consideran diferentes
aspectos:
1. Según los cambios energéticos, las reacciones químicas pueden ser:
– Exotérmicas: aquellas durante cuya reacción se desprende calor:
2H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O(g) + 136 kcal
– Endotérmicas: aquellas durante cuya reacción se absorbe calor:
H2 (g) + I2 (g) + 12,4kcal → 2HI (g)
_____________________________________________________________________ 101
Relaciones de masa en química
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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2. Según la naturaleza de la reacción, tenemos:
– Reacciones de descomposición: son reacciones durante las que una sustancia se
desdobla en dos sustancias diferentes y más simples:
2HgO(s) → 2 Hg(l) + O2(g)
– Reacciones de composición o de síntesis: son reacciones durante las que dos o más
sustancias se combinan para formar una nueva:
N2 (g) + 2 H2(g) → 2 NH3 (g)
– Reacciones de sustitución o desplazamiento simple: durante ellas, un elemento
sustituye a otro en una molécula:
Fe(s) + CuSO 4 (ac) → FeSO 4 (ac) + Cu (s)
– Reacciones de doble desplazamiento o metátesis:
3 BaCl 2 (ac) + 2 Na3PO 4 (ac) → Ba3 (PO4)2 (s) + 6 NaCl (ac)
– Reacciones de óxido reducción: son reacciones en las que uno de los compuestos se
reduce y el otro se oxida (de ahí su nombre). El reactivo que se oxida pierde electrones
que luego adopta aquel que se reduce, de modo que este toma los electrones que el otro
ha liberado:
Fe + O2 → Fe2O3
Feo → Fé+3 Oxidación
O02 → O-2
Reducción
El compuesto que se oxida se denomina agente reductor, mientras el que se reduce se
denomina agente oxidante.
Autoevalúate 7
1. Escribe y ajusta la ecuación para las siguientes reacciones químicas:
– Los cristales de hidróxido de sodio (sosa caústica) reaccionan con el dióxido de carbono
del aire para formar un polvo blanco, carbonato de sodio, y un líquido incoloro, agua.
– El cobre metálico reacciona con el ácido sulfúrico concentrado y forma gas dióxido de
azufre, solución de sulfato de cobre II y agua líquida.
2. Clasifica las siguientes reacciones químicas:
a
b
c
d
e
CuCO 3(s) → CuO(s) + CO 2(g)
2 Kl(ac) + Cl 2(g) →2 KCl(ac) + I 2(g)
NaOH(ac) + HCl (ac) → NaCl (ac) + H2O(l)
Mg (s) + H2SO4 (ac) → MgSO4 (ac) + H2 (g)
2 HgO(s) + Calor → 2 Hg (l) + O 2 (g)
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Relaciones de masa en química
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6.5 RELACIÓN MOL - MASA EN UNA REACCIÓN QUÍMICA
Como podemos observar, las ecuaciones químicas constituyen un lenguaje preciso para
indicar no solo los aspectos cualitativos de los cambios químicos, sino también los
aspectos cuantitativos. Así, pues, las ecuaciones químicas sirven para calcular las
cantidades de sustancias que intervienen en las reacciones químicas.
Los coeficientes de una ecuación química balanceada se pueden interpretar, tanto como
los números relativos de moléculas comprendidas en la reacción (a nivel microscópico) o
como los números relativos de moles (a nivel macroscópico). A partir de una ecuación
balanceada, podemos deducir una serie de relaciones matemáticas sencillas. A la
relación cuantitativa de los elementos que intervienen en una reacción química se la
denomina estequiometría. Veamos, entonces, lo siguiente:
A nivel microscópico:
CH4(g)
1 molécula
+ 2 O2 (g)
2 moléculas
→ CO2(g) + 2 H2O
1 molécula 2 moléculas
A nivel macroscópico:
CH4(g)
A nivel de moléculas
NA=6,02x1023
moléculas
A nivel de moles
6,02x1023 moléculas =
1 mol
6,02x1023
A nivel de masa
1 mol = 1 masa molar
+ 2 O2 (g)
2 x 6,02x1023
1 mol
2 moles
16 g
2 x 32 g
Ley de conservación de
la materia
80 g
→ CO2(g) + 2 H2O
6,02x1023 2 x 6,02x1023
1 mol
44g
2 moles
2x 18g
80 g
Como vemos, podemos relacionar moles, moléculas, masas de los reactantes y productos
que forman parte de una reacción química.
Ejemplo 1:
El sodio es un metal reactivo que reacciona en forma instantánea al estar en contacto con
agua, ante lo que genera gas hidrógeno y una disolución de hidróxido de sodio, NaOH.
¿Cuántos gramos de sodio metálico son necesarios para obtener 7,81 g de hidrógeno,
según la siguiente reacción?
Solución:
1. Planteamos y balanceamos la ecuación:
2Na(s)
+ 2 H2 O (l)
→
2 NaOH (ac)
+ H2 (g)
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Relaciones de masa en química
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2. Colocamos los datos y las relaciones estequiométricas respectivas:
2 Na(s)
+ 2 H2 O (l)
Dato
RE
→
2NaOH (ac)
Xg
7,81 g
2 moles
46 g
1 mol
2g
+ H2 (g)
3. Hallamos la cantidad solicitada:
7,81g H2
x 1 mol H2
2 g H2 1 mol H2
x 2 mol Na x 23 g Na = 177,85 g de Na
1 mol Na
Ejemplo 2:
El amoníaco utilizado en ciertos preparados farmacéuticos se obtiene a partir de la
reacción del nitrógeno con el hidrógeno. La ecuación ajustada es esta:
N2 (g) + 2 H2(g) → 2 NH3 (g)
Determina la masa en gramos de amoníaco, NH3, que se forma cuando reaccionan 1,34
moles de N2:
N2 (g) + 2 H2(g) → 2 NH3 (g)
Dato: 2,5 moles
Xg
R. E 1 mol
2 moles
28 g
34 g
1,34 mol N2 x 2 mol NH3 x 17 g NH3
1 mol N2
1 mol NH3
= 177,85 g de Na
Autoevalúate 8
1. La reacción entre el hidróxido de sodio (NaOH) y el ácido sulfúrico (H2SO4) es de
neutralización con producción de sulfato de sodio (Na2SO4) y agua. Entonces:
– ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se necesitan para neutralizar 392,32 g de ácido
sulfúrico?
– ¿Cuántas moles de hidróxido de sodio se emplearon?
2. El ácido clorhídrico, HCl, reacciona con el oxígeno a temperaturas altas para formar
cloro (Cl2) y agua. Entonces:
– ¿Cuántos gramos de HCl se necesitan para formar 0,6 moles de Cl2?
– ¿Cuántas moles de O2 han reaccionado?
– ¿Cuántas moléculas de agua se han producido?
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Relaciones de masa en química
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EJERCICIOS INTEGRADORES
1. El Cl tiene dos isótopos cuyas masas atómicas relativas son 34,97 y 36,95. Si se sabe
que la masa atómica relativa promedio es 35,4545, la abundancia del primer isótopo
es:
a) 10,35
b) 37,31
c) 89,64
d) 62,69
e) Ninguna de las anteriores
2. El peso molecular del sulfato de cobre pentahidratado es (CuSO4 - 5H2O). En uma, es:
Dato: PA en uma Cu = 65.54, S = 32, O =16, H =1
a) 187,54
b) 472,16
c) 161,54
d) 251,54
e) Ninguna de las anteriores
3. Se encuentra que un átomo de un elemento desconocido tiene una masa de 1,7952 ×
10–23 g. Entonces, ¿cuál es la masa molar de este elemento?
a) 6,022
b) 22,4
c) 11,45
d) 1,7952
e) 10,81
4. ¿Cuál de las siguientes relaciones es incorrecta?
a) Reacción de síntesis: ocurre cuando dos sustancias se combinan para formar un
solo producto.
b) Desplazamiento simple: ocurre cuando un elemento sustituye a otro elemento que
forma parte de un compuesto.
c) Reacción de descomposición: ocurre cuando un solo reactante formar dos o más
productos.
d) Reacción de combustión: ocurre cuando se produce un intercambio de iones entre
dos compuestos para formar otros productos.
e) Reacción endotérmica: ocurre cuando la reacción consume energía.
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Relaciones de masa en química
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5. En 0,5 moles de C4H10, ¿cuántos moles de átomos de carbono y cuántos moles de
átomos de hidrogeno están presentes?
a) 4 y 5
b) 2 y 5
c) 4 y 10
d) 2 y 10
e) 4 y 20
6. La reacción Na2CO3(ac) + Ca(OH)2(ac) → es de doble desplazamiento; por lo tanto, los
productos obtenidos son:
a) Ca2CO3 y Na(OH)2
b) Ca(CO3)2 y Na(OH)2
c) Ca(CO3)2 y NaOH
d) CaCO3 y NaOH
e) Ninguna de las anteriores
7. Escribe la ecuación química balanceada correspondiente a la siguiente reacción
química: «cuando el trióxido de azufre gaseoso reacciona con el agua, se forma una
solución de ácido sulfúrico»:
a) S3O(g) + 3 H2O → 3 H2SO(ac)
b) SO3(g) + H2O → 2H2SO4 (ac)
c) SO2(g) + H2O → H2SO3 (ac)
d) SO3(g) + H2O → H2SO4 (ac)
e) Ninguna de las anteriores
8. La composición centesimal de Fe, S, y O, respectivamente; en el Fe2(SO4)3, es de:
Dato: PA en uma Fe = 56, S 32, y O = 16,00
a) 24%, 28%, 48%
b) 28%, 24%, 48%
c) 33,33%, 16,66%, 50,01%
d) 50,01%, 16,66%, 33,33%
e) Ninguna de las anteriores
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Relaciones de masa en química
Cuaderno autoinstructivo de Definición de Niveles de Química
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9. ¿Cuántas moléculas de H3PO4 pueden obtenerse a partir de 100 g de P4O10, si la
reacción es la mostrada?
Dato: PA en uma P = 31, H =1, O =16
P4H10 + 6H2O → 4H3PO4
a) 4 moléculas
b) 4,49 x 1023 moléculas
c) 17,97 x 1023 moléculas
d) 2,40 x 1028 moléculas
e) Ninguna de las anteriores
10. EL peso molecular del ácido cítrico es 192.13 y el compuesto contiene 37.51% de C,
58.29% de O, y 4.20% de H. Entonces, ¿cuál es la fórmula molecular del ácido
cítrico?
a) C6H8O7
b) C5H8O7
c) C6H8O8
d) C7H8O8
e) Ninguna de las anteriores
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Relaciones de masa en química
VII. QUÍMICA ORGÁNICA
7.1 CARBONO
7.1.1 Tetravalencia
7.1.2 Orbitales híbridos
7.1.3 Carbonos primario, secundario, terciario y cuaternario
7.1.4 Formas de representar las moléculas orgánicas
7.2 HIDROCARBUROS
7.2.1 Clasificación y nomenclatura
7.2.2 Hidrocarburos alifáticos
7.2.3 Hidrocarburos aromáticos
7.3 NOMENCLATURA DE FUNCIONES OXIGENADAS
7.3.1 Alcoholes - ROH
7.3.2 Éteres R - O- R
7.3.3 Compuestos carbonílicos
7.3.3.1 Aldehído
7.3.3.2 Cetona
7.3.4 Compuestos carboxílicos
7.3.4.1 Ácidos carboxílicos
7.3.4.2 Esteres
7.4 NOMENCLATURA DE FUNCIONES NITROGENADAS
7.4.1 Aminas
7.4.2 Amidas simples
7.4.3 Nitrilos
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VII. QUÍMICA ORGÁNICA
La química orgánica es la rama que estudia al carbono y sus moléculas como base de
la vida en el planeta Tierra. Antiguamente, debido a la gran diferencia entre las
propiedades de los compuestos orgánicos e inorgánicos, se creía que las moléculas
que formaban los seres vivos solo podían ser formadas por otros seres vivos, pues así
se transmitía una especie de fuerza vital que los distinguía de las sustancias
inorgánicas (Berzelius 1807).
Wöhler, en 1828, al sintetizar urea (compuesto orgánico) por descomposición térmica
del isocianato amónico (compuesto inorgánico), logró descartar esta teoría, y hoy es
posible sintetizar, aunque en ocasiones a un alto costo, casi cualquier molécula
orgánica natural o artificial.
La química orgánica estudia los compuestos de carbono, excepto los considerados
inorgánicos, tales como:
– carbono elemental, diamante o grafito (C);
– ácidos oxácidos de carbono (H2CO3 y H2CO2) y sus sales (HCO3-, CO3=, HCO2-,
CO2=); y
– óxidos ácidos de carbono (CO2, CO).
En las moléculas orgánicas, predominan en masa y número los átomos de carbono
(C), hidrógeno (H), oxígeno (O) y nitrógeno (N), en distintas proporciones, y en
ocasiones otros no metales como el azufre (S) y el fósforo (P), junto con algunos
metales como el hierro (Fe), el cobalto (Co) y el cobre (Cu), como trazas.
En 1858, Kekulé asignó la estructura de algunos compuestos orgánicos y en particular
la estructura del benceno, por el cual se lo reconoce, y en 1916 Lewis estableció las
bases de la estructura molecular que permitieron explicar la naturaleza y las
propiedades de los enlaces.
7.1 CARBONO
El carbono, a diferencia de los demás elementos de la tabla periódica, tiene la
capacidad de combinarse consigo mismo para formar extensas cadenas carbonadas
lineales o ramificadas, debido a su tetravalencia y su electronegatividad de valor
intermedio. Estas características hacen del carbono un elemento especial, capaz de
formar innumerables moléculas.
El silicio, con cierta similitud al carbono (por estar debajo de este en la tabla periódica),
también forma cadenas que generan silicatos, aunque son mucho más cortas e
intercaladas con oxígeno.
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Química orgánica
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7.1.1 Tetravalencia
Se dice que el carbono es tetravalente ya que este átomo neutro es capaz de formar
cuatro enlaces por tener seis electrones distribuidos en los orbitales s y p. Así:
Es muy importante recordar y tener presente que, en cualquier molécula orgánica
neutra y estable, los átomos de cada elemento cuentan con un número fijo de enlaces
covalentes que pueden formar.
Así:
C
N
O
H
4 enlaces
3 enlaces
2 enlaces
1 enlace
C
H
O
N
Otros elementos importantes son estos:
X
S
1 enlace (X significa halógeno)
2 enlaces
Cl
F
S
___________________________________________________________________ 110
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7.1.2 Orbitales híbridos
El carbono es capaz de combinar sus orbitales s y p para obtener conjuntos de
orbitales híbridos, llamados sp3, sp2 y sp1. La forma y las características de estos
orbitales híbridos son combinaciones de los orbitales que los forman:
___________________________________________________________________ 111
Química orgánica
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Los enlaces pueden suscitarse entre átomos iguales o entre átomos diferentes. Dos
átomos, según su naturaleza, pueden unirse mediante uno, dos o tres enlaces.
Recordemos que cada enlace está conformado por dos electrones. Según el número
de enlaces que dos átomos compartan, pueden clasificarse en:
Simple
Es simple si solo se comparte un enlace, es decir, dos electrones.
Se representan por un guion o, simplemente, se sobreentienden.
El enlace C-C se forma al emplear orbitales sp3.
Se lo llama también enlace σ (sigma).
C
C
Ejemplo: C-C, C-H, C-O, H-H, C-N, CH3CH3
___________________________________________________________________ 112
Química orgánica
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Doble
Es doble si existen dos enlaces entre un mismo par de átomos,
es decir, si comparten cuatro electrones.
Se representan por un guion doble.
El enlace C=C se forma al emplear orbitales sp2.
Está formado por un enlace σ y un enlace π (pi).
C C
Ejemplo: C=C, C=O, O=O, C=N, CH2=CH2
Triple
Es triple si existen tres enlaces entre un mismo par de átomos.
Es decir, comparten seis electrones.
Se representan por un guion triple.
El enlace CΞC toma forma al emplear orbitales sp.
Está formado por un enlace σ y dos enlaces π.
C C
C N
Ejemplo: CΞC, CΞN, CHΞCH
___________________________________________________________________ 113
Química orgánica
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______________________________________________________________________
7.1.3 Carbono primario, secundario, terciario y cuaternario
Las propiedades físicas y químicas de una molécula dependen de su estructura. Por
ello, es importante destacar si un carbono se encuentra unido a uno o más carbonos.
De acuerdo con este criterio, los carbonos cuyos enlaces sean simples se clasifican
en:
– Primario: si se encuentra unido a un solo carbono
– Secundario: si se encuentra unido a dos carbonos
– Terciario: si se encuentra unido a tres carbonos
– Cuaternario: si se encuentra unido a cuatro carbonos
La presencia de carbonos puede indicarse con una R, que simboliza a un grupo alquilo
cualquiera.
___________________________________________________________________ 114
Química orgánica
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7.1.4 Formas de representar las moléculas orgánicas
Las moléculas orgánicas sencillas usualmente se pueden representar por tres tipos de
fórmulas. Cada una de ellas puede emplearse en distintas aplicaciones, según la
información que se requiera.
Fórmula global
También se conoce como molecular. Se escriben los elementos que constituyen la
molécula y se indica como subíndice la cantidad total en que se hallan presentes. Es
útil para determinar la masa molar, pero en general no brinda información
trascendental sobre la estructura ni el grupo funcional.
Ejemplo:
C6H14
C6H10
C2H6O
Fórmula condensada
Llamada también semidesarrollada, en ella se indican los elementos agrupados en
grupos funcionales y con sus respectivos subíndices. Los dobles y triples enlaces se
pueden expresar explícita o implícitamente. Si se desea, se destaca alguna
característica de la molécula.
Figura 7.1
Todas las estructuras corresponden a la misma fórmula global indicada en el recuadro,
pero a una distinta fórmula semidesarrollada.
___________________________________________________________________ 115
Química orgánica
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Fórmula desarrollada
Se indican de forma explícita todos los elementos con todos los enlaces. Es una
fórmula empleada muy poco, especialmente en moléculas grandes.
En ocasiones, solo se desarrolla completamente la parte que se desea destacar de la
molécula, y el resto se presenta de forma semidesarrollada o condensada.
CH3CH2CH2CH2CO2H
H3C CH2 CH2 CH2
C
O H
O
___________________________________________________________________ 116
Química orgánica
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Fórmula gráfica
Es una de las formas más empleadas para representar moléculas orgánicas,
especialmente aquellas complejas. Permite definir la estructura (e incluso la
configuración) de una molécula con exactitud.
Emplean el siguiente código gráfico:
– Líneas simples, dobles o triples indican enlaces simples, dobles o triples
respectivamente.
– Los vértices representan átomos de carbono.
– Salvo que se quiera enfatizar los H unidos a C y los enlaces, C-H no se indican. Se
deducen tomando en cuenta el número de enlaces que un C debe presentar.
– Los demás elementos (como N, O, S y otros) se indican explícitamente.
Figura 7.2
Se representan las moléculas en el mismo orden que en la figura 7.1.
– Para indicar la orientación del enlace, en ciertos casos se emplean cuñas (enlace
delante del plano de la hoja) o líneas punteadas (enlace detrás del plano de la hoja),
en lugar de líneas. La orientación espacial es sumamente importante en moléculas con
actividad biológica.
___________________________________________________________________ 117
Química orgánica
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Figura 7.3
Codeína
7.2 HIDROCARBUROS
Se conocen como hidrocarburos los compuestos orgánicos que solo contienen
carbono e hidrógeno. Se trata de las moléculas orgánicas más sencillas, y sirven como
base para el estudio de los demás compuestos. Las propiedades de los hidrocarburos
se encuentran determinadas por el tipo de enlace y la presencia de ramificaciones y
anillos.
7.2.1 Clasificación y nomenclatura
A lo largo de la historia, las sustancias orgánicas han recibido nombres derivados ya
sea de alguna de sus características o propiedades, del nombre de su lugar de origen,
del de su descubridor o de situaciones coyunturales.
A medida que el número de sustancias y las innumerables combinaciones posibles
aumenta, se hace necesario el uso de un sistema de nombres (o nomenclatura) que
permita asignarlos de forma sistemática y que refleje las propiedades o estructura de
los compuestos.
La nomenclatura del sistema IUPAC (International Union of Pure and Applied
Chemistry) brinda una serie de reglas, actualizadas periódicamente, que permiten
nombrar compuestos químicos de diferentes familias y de diversa complejidad. En lo
posible, en este manual seguiremos estas reglas, si bien omitiremos algunas para
simplificar determinadas explicaciones.
En muchos casos, los nombres comunes se encuentran bastante arraigados, de forma
tal que algunos han sido aceptados por la IUPAC. Otros, sencillamente, se usan por
costumbre. Varias partes componen el nombre de un compuesto orgánico:
PREFIJO
RAÍZ
SUFIJO
___________________________________________________________________ 118
Química orgánica
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Dependiendo de su complejidad, una molécula puede presentar varios prefijos y varios
sufijos. La raíz del nombre está compuesta por un prefijo que indica el número de
carbonos. Los cuatro primeros prefijos se derivan bien del nombre de la fuente en la
que se los encontró inicialmente o bien de un compuesto importante, y su uso ha
persistido en el tiempo. A partir del quinto carbono se emplearon prefijos similares a
los de la geometría.
Tabla 7.2
Tabla de prefijos
Prefijo
N° C
Prefijo
N° C
met
et
prop
but
pent
hex
hept
oct
non
dec
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
undec
dodec
tridec
tetradec
pentadec
hexadec
heptadec
octadec
nonadec
icos
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Los hidrocarburos pueden clasificarse de acuerdo con diversos criterios:
– Según el tipo de enlace:
Alifáticos
Hidrocarburos
Aromáticos
Alcanos
Solo enlaces simples
Alquenos
Tienen, al menos,
enlace doble.
un
Alquinos
Tienen, al menos,
enlace triple.
un
Enlaces dobles alternados entre otros requisitos
___________________________________________________________________ 119
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______________________________________________________________________
– Según su forma:
Por la presencia de
ramas
Lineal
Si todos los carbonos están colocados uno
después del otro y pueden ser marcados
siguiendo una línea sin levantar el lápiz
Ramificado
Si presenta cadenas unidas a una cadena
principal
Acíclicos
Si se trata de estructuras abiertas
Por la presencia de
anillos
Cíclicos
Si se trata de
formando anillos
estructuras
cerradas
De esta forma, un hidrocarburo puede ser acíclico lineal, acíclico ramificado, y cíclico
lineal o cíclico ramificado.
7.2.1.1 Hidrocarburos alifáticos
Alcanos
Son hidrocarburos en los cuales todos los enlaces carbono-carbono son covalentes
simples.
Fórmula general:
Corresponden a la fórmula general CnH2n+2. Terminan con el sufijo –ano.
Alquenos
Son hidrocarburos cuyas moléculas contienen por lo menos un par de carbonos unidos
por un enlace covalente doble.
___________________________________________________________________ 120
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______________________________________________________________________
Fórmula general:
Corresponden a la fórmula general del alcano, al cual se le resta 2 H por cada enlace
doble C=C que se presente CnH2n+2-2(#C=C). Si solo hubiera un enlace doble, la
fórmula sería: CnH2n. Terminan con el sufijo –eno.
Alquinos
Son hidrocarburos cuyas moléculas contienen por lo menos un par de carbonos unidos
por un enlace covalente triple.
Fórmula general:
Corresponden a la fórmula general del alcano, al cual se le resta 4 H por cada enlace
triple CΞC que se presente CnH2n+2-4(#CΞC). Si solo hubiera un enlace triple la
fórmula sería: CnH2n-2. Terminan con el sufijo –ino.
___________________________________________________________________ 121
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______________________________________________________________________
Nomenclatura de hidrocarburos acíclicos lineales
Son hidrocarburos de cadena abierta y sin ramificaciones. No necesariamente se
encuentran en línea recta: podrían formar líneas sinuosas. Se reconocen porque, al
dibujarlos, pueden unirse todos los carbonos con un solo trazo, sin levantar el lapicero.
Se nombran al anteponer el prefijo que indica el número total de carbonos y al colocar
el sufijo, según se trate de alcanos, alquenos o alquinos.
Si presenta un enlace múltiple, se indica el número de carbono en que se encuentra.
Para numerar, se coloca un número correlativo a cada carbono, empezando por el
extremo más cercano al enlace múltiple. Más adelante, brindaremos otras pautas
sobre los enlaces múltiples.
___________________________________________________________________ 122
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______________________________________________________________________
Nomenclatura de hidrocarburos acíclicos ramificados
Ramas, sustituyentes o restos alquilo
Las ramas o ramificaciones son resultado de extraer un hidrógeno a una pequeña
cadena de alcano. Por ello, se les llama restos alquilo. Se nombran cambiando el
sufijo -ano de la cadena de origen por –il:
CH3
CH2 CH3
CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH3
1C: metano → metil
2C: etano → etil
6C: hexano → hexil
Para nombrar un hidrocarburo acíclico ramificado, se siguen los siguientes pasos:
I.
Buscar la cadena principal
II. Numerar todos los C de esta cadena
III. Buscar y nombrar todas las ramificaciones
IV. Si los hubiera, buscar los enlaces múltiples y su sufijo
V. Escribir el nombre completo de la siguiente manera:
#-rama-prefijo_de_N°C_sufijo
___________________________________________________________________ 123
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______________________________________________________________________
I. Buscar la cadena principal
Para escoger la cadena principal, conviene seguir los siguientes pasos:
a) Si se trata de alcanos acíclicos, la cadena principal es la más extensa.
b) En otros casos, se considera como cadena principal a la que contenga la más
grande cantidad de enlaces múltiples.
c) Si hay más de una opción de igual longitud, se escoge la que resulte con más
ramificaciones sencillas.
___________________________________________________________________ 124
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______________________________________________________________________
II. Numerar todos los carbonos de la cadena principal
d) Si no hay enlaces múltiples, se numera la cadena y se otorga el número más bajo a
la rama o sustituyente más cercana al extremo de la cadena.
e) Si el primer sustituyente es equidistante en ambos extremos, se busca el siguiente
hasta encontrar una diferencia.
___________________________________________________________________ 125
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______________________________________________________________________
f) Al numerar, se consideran equivalentes todos los restos alquilo, sin importar su
tamaño.
g) Si se encuentran enlaces múltiples, estos tienen prioridad sobre las ramas, y se les
asigna el número más bajo posible.
III. Buscar y nombrar todas las ramificaciones
h) Se nombran las ramificaciones de la cadena principal al anteponer el número del C
en que se encuentra.
i) Los restos alquilo se nombran como los alcanos: se cambia el sufijo -ano por -il.
j) Los restos alquilo pueden tener ramas. Algunos de ellos tienen nombres propios.
___________________________________________________________________ 126
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______________________________________________________________________
Figura 7.4
Restos alquilo con nombre propio
___________________________________________________________________ 127
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______________________________________________________________________
k) Los sustituyentes o grupos iguales se agrupan empleando los prefijos di, tri, y tetra
adelante del nombre del sustituyente, según haya dos, tres o cuatro grupos iguales.
3 grupos: etil → trietil
CH2 CH3
2 grupos: hexil → dihexil
CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH3
l) Ordene los sustituyentes en alfabéticamente siguiendo las siguientes pautas:
– Se ignoran los prefijos di-, tri-, tetra-, etcétera.
– Se consideran los prefijos iso-, neo- y ciclo-.
– Se ignoran los prefijos sec- o tert-.
secbutil
tert-butil
isobutil
ciclopropil
dimetil
neopentil
IV. Si los hubiera, buscar los enlaces múltiples y su sufijo
m) Se indica el carbono con el enlace doble o triple.
7
H3C
CH2
6
5
CH2
3
CH
CH2
4
CH
2
1
CH3
En este caso, los C2 y el C3 están
unidos por un enlace doble.
Entonces, se indica que está en el
C2
n) Para numerar, se da prioridad (es decir, se asigna el número más bajo posible) al
enlace múltiple.
o) Si solo existe un enlace múltiple en el carbono 1, puede omitirse el número.
p) En caso de presentar más de un enlace múltiple, siempre se indica la posición y se
añade al sufijo alguno de los prefijos di-, tri-, tetra-, etcétera, según corresponda.
___________________________________________________________________ 128
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______________________________________________________________________
q) Los sufijos se colocan según los enlaces que se encuentren presentes:
– Si solo hay enlaces simples: - ano
– Si hay al menos un enlace doble: - # - eno
– Si hay al menos un enlace triple: - # - ino
– Si hay al menos un enlace doble y un enlace triple: - # -en-# -ino
3
r) Si se encuentran enlaces dobles y triples en la misma molécula, se le asignará el
número más bajo a aquel más cercano a un extremo. Si se tiene más de una opción,
se dará prioridad al enlace doble.
5-hepten-1-ino
1-hepten-5-ino
En este caso, los enlaces doble y triple son equidistantes a uno de los
extremos.
2-hepten-5-ino
___________________________________________________________________ 129
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______________________________________________________________________
V. Escribir el nombre completo
s) Se ordenan los prefijos alfabéticamente según los criterios señalados (12).
t) Se separan las ramificaciones de los números con guiones. Para separar dos o más
números, se emplean comas.
3-etil-2,3-dimetil-...
2,3-dimetil...
u) Siempre debe colocarse un número por cada sustituyente y por cada grupo
funcional.
3,3-dietil-...
4,4,5-triisopropil-...
Ejemplo:
Nombra la siguiente estructura:
___________________________________________________________________ 130
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______________________________________________________________________
Figura 7.5
Cómo nombrar un hidrocarburo acíclico ramificado
IV. Busca el sufijo.
Solo enlaces simples C-C →
-ano
V. Escribe el nombre.
8-butil-10-etil-5-isopropil-3,4-dimetil-tridecano
___________________________________________________________________ 131
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______________________________________________________________________
7.2.1.2 Hidrocarburos aromáticos
Se trata de compuestos cíclicos e insaturados con
características marcadamente distintas de los compuestos
alifáticos, por lo que se agrupan en una nueva categoría.
Aunque antiguamente se relacionaban con los aromas, pues
algunas de las moléculas de esta familia presentaban
aromas agradables, actualmente la aromaticidad se refiere a
las propiedades que otorga la presencia de dobles enlaces
conjugados en anillos planos. Las moléculas de
hidrocarburos aromáticos con varios anillos fusionados se
denominan polinucleares y se los asocia con propiedades
cancerígenas.
CH
CH
CHO
Cinamaldehído,
aroma a canela
Ejemplo: Naftaleno, antraceno, fenantreno
Fenantreno
El benceno constituye el compuesto fundamental de toda la serie aromática.
Los electrones del benceno son de enlace doble (π) deslocalizados, es decir, no
ligados a un solo átomo; por ello, se representa con una circunferencia pequeña que
cruza todos los carbonos del anillo. Cuando uno o más átomos de hidrógeno se
sustituyen por grupos alquilo, se forman infinidad de compuestos derivados.
___________________________________________________________________ 132
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______________________________________________________________________
Nomenclatura IUPAC
Los compuestos aromáticos derivados del benceno se nombran al colocar el benceno
como cadena principal e indicando la posición de los sustituyentes. Cuando solo hay
un sustituyente, le corresponde el número 1, que puede omitirse en el nombre.
CH3
Metilbenceno
H3C
CH3
1,3-dimetilbenceno
Cl
1,4-cloro-metilbenceno
H3C
Cuando existen solo dos sustituyentes, es frecuente indicar la posición de estos
mediante los prefijos orto- (o = 1,2 ), meta- (m = 1,3 ) y para- (p=1,4 ).
CH3
o-bromometilbenceno → o-bromotolueno
Br
H3C
CH3
m-dimetilbenceno → m-xileno
Cl
p-cloro-metilbenceno → p-clorotolueno
H3C
___________________________________________________________________ 133
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Nomenclatura común
Algunos derivados de benceno cuentan con nombres propios que se suelen emplear
como base para escribir nombres comunes.
___________________________________________________________________ 134
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______________________________________________________________________
7.3 NOMENCLATURA DE FUNCIONES OXIGENADAS
Se consideran derivados oxigenados de hidrocarburos porque, para nombrarlos, se
siguen las mismas reglas que para nombrar hidrocarburos. En esta ocasión, sin
embargo, los grupos oxigenados tendrán prioridad sobre los enlaces múltiples o los
halógenos.
7.3.1 Alcoholes -ROH
Se caracterizan por la presencia del grupo
funcional hidroxilo, también llamado oxidrilo.
OH
Clasificación
Si bien el grupo oxidrilo determina las principales propiedades físicas y químicas de los
alcoholes, una característica importante que influye en ciertas reacciones es el tipo de
carbono al que se encuentra directamente unido el grupo hidroxilo. Así, los alcoholes
pueden clasificarse en primarios, secundarios o terciarios. En caso de estar unido
directamente a un carbono que tenga un enlace doble con otro carbono, recibe el
nombre de enol.
– Alcohol primario: si el grupo oxidrilo se encuentra unido a
un carbono primario
– Alcohol secundario: si el grupo oxidrilo se encuentra unido
a un carbono secundario
R
CH2
R
OH
OH
CH
R
R
– Alcohol terciario: si el grupo oxidrilo se encuentra unido a
un carbono terciario
R
C
OH
R
___________________________________________________________________ 135
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______________________________________________________________________
Nota: Aunque en el metanol CH3OH el grupo oxidrilo no se encuentra unido a un
carbono primario, al tener un único carbono su comportamiento y su reactividad
corresponden al de un alcohol primario.
Enol
Recibe este nombre si el grupo oxidrilo se encuentra
unido directamente a un carbono con hibridación sp2, es
decir, si tiene un enlace doble. Esta característica es
importante porque permite establecer equilibrio, dada la
movilidad de los electrones pi.
C
C
OH
Nomenclatura común
Se nombran al cambiar el sufijo -ano por -ílico y al anteponer la palabra alcohol.
También puede emplearse el nombre de las ramificaciones alquilo.
Etano → alcohol etílico
H3C
CH3
H3C
CH2
OH
alcohol primario
Isopropil → alcohol isopropílico
HO
alcohol secundario
___________________________________________________________________ 136
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______________________________________________________________________
Nomenclatura IUPAC
Se nombran al cambiar el sufijo del hidrocarburo -ano por -ol. El grupo hidroxilo es
prioritario por sobre los enlaces dobles y triples, y en general por sobre cualquier grupo
alquilo. Se le asigna el número más bajo posible.
Etano → etanol
H3C
CH3
H3C
CH2
OH
isopropil → 2-propanol
HO
1- penteno
→
4-penten-2-ol
OH
Si existen varios grupos –OH, se anteponen los prefijos di-, tri-, tetra-, etcétera.
OH
OH
5-pentil-6-octen-2,6-diol
___________________________________________________________________ 137
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______________________________________________________________________
7.3.2 Éteres R-O-R
Los éteres se reconocen por el grupo funcional alcoxi -O-, en el
cual un oxígeno está unido directamente a dos carbonos. Estos
pueden ser parte de una cadena alifática o aromática, o bien
combinaciones de varias.
O
Nomenclatura común
Se forma al ordenar alfabéticamente los nombres de los sutituyentes, seguidos de las
palabras eter, alquil, alquil o eter.
___________________________________________________________________ 138
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______________________________________________________________________
Nomenclatura IUPAC
Se forma al considerar el alquil más grande como cadena principal y el más corto
como sustituyente, y cambiando el sufijo -il por -oxi.
___________________________________________________________________ 139
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______________________________________________________________________
7.3.3 Compuestos carbonílicos
O
Los compuestos carbonílicos se caracterizan por la presencia de un
carbono unido con enlace doble a un oxígeno (grupo carbonilo). Se
clasifican en aldehídos si el carbono del carbonilo está unido
directamente a un átomo de hidrógeno. Si este está unido a dos
carbonos es una cetona.
7.3.3.1 Aldehídos -CHO
Nomenclatura común
O
Se nombran tomando el nombre común de los ácidos carboxílicos de los
cuales se derivan. Termina en aldehído.
H
O
H
O
H
H
ac. fórmico → formaldehído
O
ac. acético → acetaldehído
O
H
ac. propiónico → propionaldehído
H
ac. butírico → butiraldehído
___________________________________________________________________ 140
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______________________________________________________________________
Nomenclatura IUPAC
Se nombran sustituyendo el sufijo del alcano por –al. El carbono 1 corresponde al
carbonilo por lo cual no es necesario escribir el número.
___________________________________________________________________ 141
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______________________________________________________________________
7.3.3.2 Cetona -CONomenclatura común
O
Se ordenan alfabéticamente los grupos alquilo unidos al
carbonilo. Termina en cetona: alquil alquil cetona.
R
R
___________________________________________________________________ 142
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______________________________________________________________________
Nomenclatura IUPAC
Se nombran al sustituir el sufijo del alcano por -ona, y al indicar la posición del
carbonilo. Se da prioridad al grupo carbonilo, por lo que se le otorga la numeración
más baja posible.
___________________________________________________________________ 143
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______________________________________________________________________
7.3.4 Compuestos carboxílicos
O
Se los considera el grupo de mayor prioridad. Se caracterizan por la
presencia de un grupo carboxilo o grupo acilo (carbono unido con
un enlace doble a oxígeno y unido a un grupo con pares de
electrones libres (L).
7.3.4.1 Ácidos carboxílicos -COOH
C
L
O
Cuando el grupo L es un –OH, se trata de un grupo carboxilo.
C
OH
Nomenclatura común
La nomenclatura común es muy empleada en los ácidos grasos (ácidos carboxílicos
de cadena larga) y en diversos ácidos de importancia biológica.
#C
Nombre común
Origen
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
A. fórmico
A. acético
A. propiónico
A. butírico
A. valérico
A. caproico
A. enántico
A. caprílico
A. pelargónico
A. cáprico
hormigas
vinagre
primera grasa
mantequilla rancia
valeriana
cabras
vino
cabras
geranio
cabras
___________________________________________________________________ 144
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______________________________________________________________________
Nomenclatura IUPAC
Se forma al anteponer la palabra ácido a la raíz; lleva el sufijo -oico. El carbono del
grupo carboxilo es siempre el 1, por lo que puede omitirse este número.
Sin embargo, los ácidos grasos de entre 10 y 20 carbonos, y en número par, tienen
tanta relevancia biológica que usualmente se los llama solo por su nombre común, que
se deriva de los productos en los que estos ácidos grasos se encuentran.
#C
Nombre común
Nombre IUPAC
12
14
16
18
20
A. láurico
A. mirístico
A. palmítico
A. esteárico
A. araquídico
A. dodecanoico
A. tetradecanoico
A. hexadecanoico
A. octadecanoico
A. eicosanoico
___________________________________________________________________ 145
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7.3.4.2 Esteres -COOR
Se forman por reacción de los ácidos carboxílicos con
alcoholes. Para nombrar un ester, primero se identifican y
nombran al ácido carboxílico y al alcohol que los originan.
El nombre nace al colocar el nombre del ácido y cambiando
-oico por -oato, y el sufijo del alcohol -ílico por -ilo.
O
O
___________________________________________________________________ 146
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7.4 NOMENCLATURA DE FUNCIONES NITROGENADAS
Se tratarán los principales grupos funcionales que contienen nitrógeno. En todas estas
estructuras neutras cada nitrógeno presenta tres enlaces covalentes.
7.4.1 Aminas -NH2
Las aminas son derivados del amoníaco, en el cual uno o más
hidrógenos son reemplazados por grupos alquilo.
N
Clasificación de aminas
Las aminas se pueden clasificar según el número de grupos alquilo que están unidos
al nitrógeno:
– Amina primaria: nitrógeno unido a un carbono y 2 hidrógenos
– Amina secundaria: nitrógeno unido a dos carbonos y un hidrógeno
– Amina terciaria: nitrógeno unido a tres carbonos y ningún hidrógeno
H
Amoníaco
H
N
H
Amina primaria
H
N
H
Amina secundaria
H
N
Amina terciaria
N
___________________________________________________________________ 147
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Nomenclatura IUPAC
Las aminas primarias se nombran empleando el sufijo -amina. La posición del grupo
amino se indica explícitamente y solo se omite si está en el primer carbono.
NH2
pentanamina
NH2
2-hexanamina
CH3
NH2
3-metil-2-hexanamina
El grupo amino es prioritario sobre los enlaces dobles y triples, y en general sobre
cualquier grupo alquilo. Se le asigna el número más bajo posible.
Las aminas secundarias y terciarias se nombran colocando el sufijo -amina en la
cadena principal, e indicando los nombres de los restos alquilo unidos al nitrógeno.
N-etil-3-metil-2-hexanamina
NH
N-etil-N-metil-3-hexanamina
N
___________________________________________________________________ 148
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Nomenclatura IUPAC
El nombre común se forma al nombrar el grupo alquilo y empleando la terminación amina: alqui amina.
Sec-butil, isopropil, metil amina
metil
sec-butil
N
Isopropil
7.4.2 Amidas simples -CONH2
Se forman por reacción de los ácidos carboxílicos con
amoníaco. Se les llama también amidas no sustituidas. Para
nombrarlas, se identifica y nombra al ácido carboxílico y se
sustituye -oico por -amida. Si se emplean aminas en lugar de
amoníaco, se forman amidas sustituidas.
O
C
NH2
___________________________________________________________________ 149
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______________________________________________________________________
7.4.3 Nitrilos -CΞN
Se caracterizan por la presencia de -CΞN. Son derivados de los
ácidos carboxílicos. Se nombran cambiando la terminación -ano
del alcano por –nitrilo. Debe contarse al carbono del nitrilo como
parte de la cadena principal.
→
etano
H3C
hexano
CH3
N
etano nitrilo
H3C
→
C
C
N
hexanonitrilo
N
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EJERCICIOS INTEGRADORES
1. Identifica cuántos carbonos primarios, secundarios, terciarios y cuaternarios
presenta la siguiente molécula:
N° de C 1°:
N° de C 2°:
N° de C 3°:
N° de C 4°:
a) 5,6,2,1
b) 7,6,3,1
c) 2,5,2,1
d) 0,6,7,1
e) 5,7,0,3
2. Identifica cuántos electrones pi (π) hay en la
siguiente molécula. Recuerda que cada enlace
está formado por dos electrones:
a) 20 π ē
b) 16 π ē
c) 28 π ē
d) 10 π ē
e) 14 π ē
3. Indica el número total de enlaces sigma y pi según corresponda:
N° enlaces σ C-C:
N° enlaces σ C-H:
N° enlaces π:
a) 22,26,5
b) 18,26,10
c) 22,23,5
d) 18,22,5
e) 21,26,10
___________________________________________________________________ 151
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______________________________________________________________________
4. Escribe la fórmula global de la siguiente molécula:
a) C9H18O1N1Cl1
NH
b) C11H17O2NCl
c) C10H22O1N1Cl1
O
d) C12H22O2N1Cl1
e) C12H24O2N1Cl1
O
Cl
5. Indica cuáles de los siguientes nombres son correctos. Es recomendable dibujar
cada estructura, nombrarla nuevamente y verificarla:
i.
ii.
iii.
2-isopropil-pentano
3-metil-2-penten-4-ino
2-cloro-4-metil-pentano
a) Todos
b) Solo i
c) Solo i y ii
d) Solo iii
e) Ninguno
6. Nombra la siguiente estructura:
a) 4,7-dietil-5-isopropil-3,8-dimetil-undecano
b) 3,8-dimetil-4,7-etil-5-isopropil-undecano
c) 2,3,6-trimetil-4-isopropil-2-propil-octano
d) 5,8-dietil-7-isopropil-9-metil-undecano
e) 2,3,6-trietil-4-isopropil-decano
7. Dibuja la siguiente molécula e indica su fórmula molecular: 3-metil-4,5-dodecadieno:
a) C12H22
b) C12H26
c) C13H24
d) C16H30
e) C13H26
___________________________________________________________________ 152
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8. Identifica y encierra en un círculo todos los grupos funcionales presentes;
finalmente, calcula cuáles no se encuentran presentes en la molécula:
i.
ii.
iii.
iv
v
Ácido
Alcohol
Amida
Cetona
Éter
O
COOH
CH3
HO
a) Todos
HO
Prostaglandina
b) Solo iii
c) Solo i
d) Solo iii y v
e) Ninguno de los indicados
9. ¿Verdadero o falso?
Sobre la siguiente estructura, se puede afirmar que:
Los ácidos carboxílicos más importancia biológica tienen número par de
carbonos.
Las amidas simples resultan al unir un ácido con una amina.
Un ester resulta de la unión de un alcohol con un éter.
Un nitrilo tiene, al menos, un carbono sp2.
a) FVVV
b) VFFF
c) VVVF
d) FVVV
e) VFFV
10. ¿Verdadero o falso?
Sobre la siguiente estructura, se puede afirmar que:
Cl
Tiene nueve carbonos en total.
Es un diol.
Presenta solo alcoholes primarios.
Es un enol.
a) FFVF
OH
OH
b) VVFV
c) VVFF
d) VFVF
e) VVVF
___________________________________________________________________ 153
Química orgánica
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_____________________________________________________________________
Bibliografía
BAILEY, Christina y BAILEY, Philip (1995) Química orgánica. Principios y aplicaciones.
5ª ed. México: Prentice Hall Hispanoamericana.
BROWN, Theodore, LEMAY, Eugene y BURDGE, Julia (2004) Química: la ciencia
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HART, H. (1997) Química Orgánica. 9ª ed. México: Mc Graw Hill.
HOLUM, John (2006) Química general, orgánica y bioquímica para ciencias de la
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MASTERTON, Willian y HURLEY, Cecile (2001) Química. Principios y reacciones. 4ª
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PETRUCCI, Ralph, HARWOOD, William y HERRING, Geoffrey (2002) Química
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WHITTEN, Kennet, DAVIS, Raymond y PECK, Larry (1998) Química general. 5ª ed.
Madrid: Mc Graw Hill.
154
RESPUESTAS AUTOEVALÚATE Y EJERCICIOS
INTEGRADORES
155
CAPÍTULO 1
AUTOEVALÚATE
Autoevalúate 1
1.
1.
Autoevalúate 2
2.
1.
Autoevalúate 3
1.
Autoevalúate 4
1.
Autoevalúate 5
I-i, II-ii, III-iii
MHo - MHo - E - MHe - MHo - MHo - MHo - C - E - E MHo - E - C - C - E - MHo
VVFV
(a) Condensación
(b) Vaporización
(c) Solidificación
(d) Condensación
(e) Fusión
(f) Fusión
(g) Vaporización
(h) Sublimación
(a) Q
(b) Q
(c) F
(d) Q
(e) Q
(f) F
(g) F
(h) F
(i) F
(j) Q
(a) 0,256 nm
(b) 1,7928 x 109
(c) 7263 m/min
EJERCICIOS INTEGRADORES
1. a
2. b
3. c
4. d
5. c
6. b
7. d
8. d
9. d
10. e
CAPÍTULO 2
AUTOEVALÚATE
Autoevalúate 1
Iguales
mp/ me = 1836,2
4,175x10-23
1. 46n, 38 p, 38 e22
2. 0, 12,10, 10
X
25
3. 12,10,13 12
X +2
Autoevalúate 2
4.
50
24
X
5. 33, 26, 26
6.
10
5
X y
11
5
59
26
X,
X
118
50
X y
119
50
X
156
1. +1
5. 2,439x105m
6. 460 nm, visible
7. El infrarrojo
8. Rojo
9. Verde
1. Emitida, -3,03x10-19J
2a. 4,32x1016Hz
2b.1,28 x106J
2c. (-)
2d. 2,05x10-9 J
3. Emite y absorbe.
1. Dos subcapas: s, p y d
2. 1s22s22p63s23p3
4. 32
8. La primera
Autoevalúate 3
Autoevalúate 4
Autoevalúate 5
EJERCICIOS INTEGRADORES
1. a
2. d
3. b
4. b
5. e
6. c
7. e
8. a
9. d
10. c
CAPÍTULO 3
AUTOEVALÚATE
1a. Es representativo.
1b. 2 de valencia, 26 e1c. Metal
2a. Cada columna es un grupo.
2b. X, Y y Z
2c. 10, W y 36
2d. Todos son no metales.
1a. Ca, Ca+2,Mg+2
1b. S-2 , S, O-2
3a. 19K+ y 20Ca+2
3b. 16S-2, y 18Ar
3c. 26Fe+2 y 27Co+3
Autoevalúate 1
Autoevalúate 2
EJERCICIOS INTEGRADORES
1. b
2. a
3. c
4. a
5. d
6. b
7. a
8. d
9. a
10. c
157
CAPÍTULO 4
AUTOEVALÚATE
1. F-1, O-2, Al+3, S-2
2. AlF3, Al2O3, Al2S3
3. NaI, KCl y MgBr2
1. KBr y LiF iónicos, CH3NH2, P2O3 SO3, covalentes
1. AE y AC son iónicos; el resto covalente; BE más
polar
3. FI > FBr > FCl
Autoevalúate 1
Autoevalúate 2
Autoevalúate 3
EJERCICIOS INTEGRADORES
1. c
2. c
3. b
4. d
5. d
6. b
7. a
8. b
9. d
10. b
CAPÍTULO 5
AUTOEVALÚATE
1.
(a) 2+ , (b) 3+, (c) 2+ (d) 6+, (e) 3+ (f) 4+ (g) 4- (h) 5+
(i) 2-, ((j) 3+, (k) 4+, (l)1-, (m) 4+, (n) 0 ,(o) 1-, (p)3-
1.
(a) Óxido ferroso, óxido de hierro (II), monóxido de
hierro
(b) Anhidrido yodoso, óxido de yodo (III), trióxido de
diyodo
(c) Óxido cuproso, óxido de cobre (I), monóxido de
dicobre
(d) Óxido crómico, óxido de cromo (III), trióxido de
dicromo
(e) Anhidrido fosfórico, óxido de fósforo (V), pentóxido
de difósforo
(f) Óxido de calcio, óxido de calcio, monóxido de calcio
(g) Anhidrido arsenioso, óxido de arsénico (III), trióxido
de diarsénico
(h) Óxido de zinc, óxido de zinc, monóxido de zinc
2.
Na2O (b) CO2 (c) Ni2O3 (d) SO3 (e) CuO (f) N2O (g)
Br2O5 , (h) I2O7
Autoevalúate 1
Autoevalúate 2
158
1.
(a) Hidróxido ferroso, hidróxido de hierro (II),
dihidróxido de hierro
(b) Hidróxido de alumínio, hidróxido de aluminio,
monohidróxido de aluminio
(c) Hidróxido aúrico, hidróxido de oro (III), trihidróxido
de oro
(d) Hidroxido
de
manganeso,
dihidroxido
de
manganeso.
(e) Hidróxido de potasio, hidróxido de potasio,
monohidróxido de potasio
(f) Hidróxido de calcio, hidróxido de calcio, dihidróxido
de calcio
(g) Hidróxido mercúrico, hidróxido de mercurio (II),
dihidróxido de mercurio
(h) Hidróxido cobaltoso, hidróxido de cobalto (II),
dihidróxido de cobalto
2.
(a) Fe(OH)2
(b) Pb(OH)4
(c) Ni(OH)3
(d) Ba(OH)2
(e) Ti(OH)4
(f) CuOH
(g) Zn(OH)2
(h) Pt(OH)4
1.
(a) Ácido permangánico
(b) Ácido brómico
(c) Ácido nitroso
(d) Ácido arsenioso
(e) Ácido yodhídrico
(f) Ácido selenhídrico
(g) Ácido bromhídrico
(h) Ácido crómico
2.
(a) H2CO3
(b) HMnO4
(c) HIO
(d) HBr
(e) HBrO
(f) H2Se
Autoevalúate 3
Autoevalúate 4
159
1.
(a) Permanganato de potasio
(b) Cloruro de potasio
(c) Fosfato de calcio
(d) Sulfito de aluminio
(e) Yoduro de calcio
(f) Sulfuro niquélico
(g) Bromato de plata
(h) Carbonato de sodio
2.
(a) NaNO3
(b) ZnSO4
(c) Ca(PO4)2
(d) Fe(NO2)3
(e) Cu2SO2
(f) ZnS
(g) KBr
1.
(a) Hidruro de aluminio, hidruro de aluminio, trihidruro
de aluminio
(b) Hidruro plúmbico, hidruro de plomo (iv), tetrahidruro
de plomo
(c) Hidruro de calcio, hidruro de calcio, dihidruro de
calcio
(d) Hidruro de estroncio, hidruro de estroncio, dihidruro
de estroncio
(e) Fosfina
(f) Amoníaco
(g) Hidruro de magnesio, hidruro de magnesio,
dihidruro de magnesio
(h) Hidruro de estano, hidruro de estaño (II),
tetrahidruro de estaño
2.
(a) CuH
(b) SrH2
(c) AlH3
(d) AsH3
(e) SnH2
(f) ZnH2
(g) NH3
(h) KH
Autoevalúate 5
Autoevalúate 6
EJERCICIOS INTEGRADORES
1. d
2. b
3. a
4. e
5. e
6. d
7. a
8. e
9. d
10. d
160
CAPÍTULO 6
Autoevalúate 1
Autoevalúate 2
Autoevalúate 3
Autoevalúate 4
Autoevalúate 5
1.
Masa atómica del cobre = 63,55 uma
2.
1.
2.
3.
4.
1.
2.
3.
4.
1.
2.
Li-6: 7,42% y Li-7: 92,58%
44g/mol
136g/mol
227,133 g/mol
166g/mol
23,3 g de Zn
1,5 mmol de H2SO4
3,06 X 1023 átomos de S
1,44 x ,1024 átomos H
N = 35 %, H = 5%, O = 60%
C= 40,82%, H= 4,57%, O= 54,51%
1.
2.
KMnO4
P2O5
C5H8NNaO4
C6H1206
C3O3H6
(a)
Autoevalúate 6
1.
(b)
Autoevalúate 7
Autoevalúate 8
2.
(a) Reacción de síntesis
(b) Reacción de simple desplazamiento
(c) Reacción de neutralización
(d) Reacción de simple desplazamiento
(e) Reacción endotérmica
1.
(a) 320,0 g de NaOH
(b) 8 moles
(a) 43,8 g de HCl
(b) 0,6 moles de O2
(c) 3,61×1024 moléculas
2.
EJERCICIOS INTEGRADORES
1. c
2. d
3. e
4. d
5. b
6. d
7. d
8. b
9. c
10. a
CAPÍTULO 7
EJERCICIOS INTEGRADORES
1. a
2. e
3. a
4. d
5. d
6. a
7. c
8. d
9. b
10. c
161