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Introducción a las Ciencias Naturales 1
INTRODUCCIÓN A LAS CIENCIAS
NATURALES
Autores: Lic. Daniela Suarez
Mgter. María Cristina Zamorano
2013
Introducción a las Ciencias Naturales 2
Estimado ingresante:
Nuestras primeras palabras son:
“BIENVENIDO A ESTA HERMOSA TAREA QUE ES APRENDER”
Es para nosotros un gran honor y también una gran responsabilidad que hayas
decidido elegirnos para tus estudios universitarios.
Queremos que te sientas seguro y acompañado en tus primeros pasos en esta
casa, con el propósito de alentar y favorecer tu permanencia en ella. Por ello es que
nos ponemos a tu disposición brindándote nuestro conocimiento, nuestro tiempo,
nuestra experiencia como estudiante y como profesor y nuestro compromiso.
Una de las grandes dificultades con la que probablemente te encuentres como
estudiante al comenzar tus estudios superiores, es la diferencia con la escuela media
en cuanto al tiempo de dedicación al estudio y el rigor en los procesos de aprendizaje
que son demandados: autonomía, espíritu de búsqueda, reflexión, constancia…
Conscientes de esto es que hemos editado este material de apoyo que te brindará una
guía para que te introduzcas en el lenguaje técnico, científico y conceptual de un
modo gradual y con muchos ejemplos que te permitan adquirir el conocimiento de la
manera más útil y provechosa posible.
Desde el momento en que realizaste tu inscripción tenés la posibilidad de ser
parte de nuestro Instituto.
No dudes en consultarnos, en pedir información, en exigirnos lo que creas que es
necesario para tu formación.
Recordá siempre que…
“Hay una fuerza motriz más poderosa que el vapor, la
electricidad y la energía atómica: la voluntad”…
Y
“Nunca consideres el estudio como una obligación sino como
una oportunidad para penetrar en el bello y maravilloso mundo del saber”……
Albert Einstein.
Que llegues a la meta es nuestro objetivo. Sabemos que puedes lograrlo.
Introducción a las Ciencias Naturales 3
Tus profesores.
Temas
Tema1: La ciencia y su método. Modelos matemáticos y gráficos de fenómenos naturales
abordados desde las distintas disciplinas que conforman las Ciencias Naturales. Magnitudes.
Consistencia dimensional de los modelos matemáticos de los fenómenos naturales. Notación
científica.
Tema 2: Conceptos de materia, cuerpo, sustancia. Estado de agregación de la materia. Cambios
de estado de la materia.
Propiedades de la materia: extensivas e intensivas, físicas y químicas.
Sistemas materiales: heterogéneos Métodos de separación de sistemas materiales. Sustancias
simples y compuestas. Elementos y símbolos.
Tema 3: Átomos y moléculas. Masa atómica y molecular. Concepto de mol. Composición
centesimal. Cálculo de fórmula mínima y molecular.
Estructura de los átomos. Partículas fundamentales (protón, neutrón y electrón). Número atómico.
Número másico. Concepto de Isótopos.
Tema 4: Número de oxidación. Formulación de compuestos químicos y nomenclatura. (óxidos,
hidruros, hidróxidos o bases, ácidos y sales). Reacciones y ecuaciones químicas. Clasificación
general de las reacciones químicas (síntesis o composición, descomposición, desplazamiento,
reversibles e irreversibles, exotérmicas y endotérmicas).
Introducción a las Ciencias Naturales 4
Tema 1
LA CIENCIA
La ciencia (del latín scientia, “conocimiento”) es el conocimiento sistematizado, elaborado
mediante observaciones y razonamientos organizados. La ciencia utiliza diferentes
métodos y técnicas para la adquisición y organización de dichos conocimientos, en forma
de predicciones concretas, cuantitativas y comprobables referidas a hechos observables
pasados, presentes y futuros.
La ciencia puede dividirse en disciplinas científicas, según el campo del conocimiento al
que se abocan. El siguiente, es un esquema de clasificación de las ciencias planteado por
el epistemólogo alemán Rudolf Carnap:
Tabla 1. Clasificación de las Ciencias según R. Carnap.
Nuestra meta es adentrarlos en las Ciencias Naturales, objetivo de este curso de
ingreso. Por ello y, como primer paso, vamos a trabajar con el “camino” que siguen los
científicos que trabajar en Ciencias Naturales para llegar al conocimiento.
Las Ciencias naturales forman parte de las Ciencias Empíricas, es decir, aquellas
cuyos fenómenos pueden explicarse mediante la experimentación. El método de estudio
que utilizan es el:
Método Científico
Puede graficarse de la siguiente manera:
Introducción a las Ciencias Naturales 5
El punto de partida de toda investigación es la observación meticulosa de los
hechos o fenómenos que suceden en el mundo que nos rodea. Observar es examinar
atentamente con un objetivo determinado. Dicha observación nos llevará a realizar una
pregunta, con respecto a por qué, cómo y/o para qué sucede el fenómeno observado.
La realización de una investigación de fondo, es decir, el análisis del fenómeno
con más profundidad, nos conduce a formular una hipótesis.
Toda hipótesis permite deducir consecuencias que habrán de presentarse en los
hechos o fenómenos que se estudian, o sea, establecer predicciones.
Luego debe verificarse si dichas predicciones son correctas, para lo cual se debe
testar la hipótesis con experimentos o bien, modelos experimentales, que permitan
probar la validez o no, de lo predicho.
Introducción a las Ciencias Naturales 6
El experimento arroja resultados e información que deben analizarse, para luego
planificar una conclusión.
Si la misma demuestra que la hipótesis formulada es falsa o parcialmente falsa, es
necesario proponer nuevas hipótesis y reanudar las acciones tendientes a verificar su
validez.
Cuando la conclusión confirma que la hipótesis es cierta y puede ser aplicada a
todos los fenómenos semejantes, se está en presencia de una generalización que puede
derivar en la formulación de una ley o principio, con los cuales se elaboran las teorías.
Este es el quehacer científico, una persona dedicada al estudio que es curiosa por
naturaleza realiza este procedimiento para llegar a dar un nuevo conocimiento.
VEAMOS UN EJEMPLO:
Observación: el TV no funciona.
Hipótesis: no he apretado el botón correcto en el control remoto o no he apuntado bien al
TV.
Predicción: si es verdad, vuelvo a usar el control y el TV debería encenderse.
Verificación: no se enciende.
Nueva hipótesis: no funcionan las pilas.
Predicción: si cambio las pilas, el TV debería encenderse.
Verificación: no se enciende.
Nueva hipótesis: el problema está en los mandos o en el enchufe.
Predicción: si reviso los botones y el enchufe y están bien, debería encenderse.
Verificación: no enciende.
Dos nuevas hipótesis: 1- el problema está en el TV.
ó 2- el problema está en la red eléctrica.
Elijo la 2- por razones de seguridad y de conocimiento del tema.
Predicción: si es verdad, los interruptores de la casa no van a funcionar.
Verificación: pruebo y no funcionan.
Teoría provisional: el TV no funciona porque no hay corriente eléctrica.
Puede hacer otras hipótesis: NO hay luz en casa? NO hay luz en el Barrio?
Etc.
Las Ciencias Naturales estudian los Fenómenos Naturales
El Universo, según los conocimientos actuales, se halla formado por materia y
energía que, unidas constituyen la base de todos los fenómenos objetivos de estudio.
Introducción a las Ciencias Naturales 7
Cuando hablamos de fenómenos nos estamos refiriendo a todo cambio o modificación
que se producen en el universo que nos rodea. Éstos, pueden ser clasificados en
fenómenos físicos, químicos y biológicos.
Fenómenos físicos: son aquellos que no producen una alteración de la estructura
íntima de la materia (estructura molecular), y que son susceptibles de ser repetidos. Son
ejemplos de fenómenos físicos la aceleración de un cuerpo, la oscilación de un péndulo,
la dilatación de un cuerpo al aumentar la temperatura, la circulación de la corriente
eléctrica por un cable, etc.
EJEMPLO: Ciclo del agua.
Fenómenos químicos: son aquellos que producen una alteración permanente en la
estructura íntima de la materia; es decir, una sustancia se convierte en otra diferente y, en
general, no son susceptibles de ser repetidos con el mismo cuerpo. Así por ejemplo, en la
combustión de gas metano, esta sustancia se convierte en anhídrido carbónico más agua.
EJEMPLO: Combustión.
Fenómenos biológicos: son aquellos que se verifican en un ser vivo, tales como la
circulación de la sangre, la digestión de los alimentos y el metabolismo celular. Es de
hacer notar que todo fenómeno biológico estudiado en profundidad corresponde a un
fenómeno físico, a uno químico o a una combinación de ambos.
EJEMPLO: Desarrollo del embrión.
Como consecuencia de ésta clasificación han surgido diversas ramas de la ciencia
que se abocan al estudio específico de cada uno de estos fenómenos. Así la Química
(con sus diversas ramas: orgánica, inorgánica, analítica), estudia los fenómenos químicos;
Física los fenómenos físicos; y Biología los fenómenos biológicos.
Estos fenómenos son estudiados y los científicos diseñan modelos que dan
explicación y que permiten validarlos en forma universal, es decir dan modelos
matemáticos ya sea las llamadas ecuaciones, fórmulas como sus representaciones
gráficas.
A continuación observaremos una gráficas que dan cuenta de fenómenos o eventos
que han estudiado y representado.
A partir de los gráficos se puede inferir cómo y que ha sucedido, es por ello que
debemos leer el gráfico y a partir de allí se puede describir lo sucedido.
Introducción a las Ciencias Naturales 8
TRABAJO PRÁCTICO DE AULA I:
Lectura de gráficos:
-1- Se ha estudiado y registrado en un gráfico (x,t) el movimiento de un auto durante 9 segundos.
Observa, analiza y a partir de la lectura del gráfico responde los siguientes interrogantes:
a- En el transcurso de los dos primeros segundos de marcha, el móvil ¿se acerca o aleja de la posición
considerada como origen?.
b- Durante el tercer segundo ¿cuánto se desplaza el móvil?
c- Entre el quinto y sexto segundo ¿qué sentido de marcha tiene el móvil?
d- Podrías decir ¿qué clase de movimiento tiene el móvil entre el octavo y noveno segundo?
-6
-5
-4
-3
-2
-1
0
1
2
3
4
5
6
7
80 1 2 3 4 5 6 7 8 9
10
t [s]
x [
m]
Introducción a las Ciencias Naturales 9
2- En una carrera de cinco autos a través de un mismo camino recto, se tomaron medidas de sus desplazamientos y se representaron en el gráfico que se presenta a continuación.
Teniendo en cuenta los datos que aporta la gráfica y recordando que en un movimiento rectilíneo uniforme el desplazamiento es función lineal del tiempo y en el uniformemente variado es función cuadrática del tiempo. Responde los siguientes interrogantes:
a- Los móviles A y B ¿tienen igual velocidad?
b- ¿qué móviles poseen movimiento rectilíneo uniformemente variado?
c- A ¿qué distancia se encuentran los móviles E y C a lo 2 s?
d- ¿Qué móviles se encuentran después de 4 h de haber partido?.
e- ¿Qué móviles pasan por el origen de coordenadas después de haber partido?
3- En el siguiente gráfico se ha representado las variaciones de velocidad que ha experimentado un auto en función del tiempo.
-20-15-10
-505
1015202530354045
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
tiempo (h)
x(k
m)
A B C D E
A
B
C
D
E
G
F E
D
70 60 50 40 30 20 10
C
A B
30
t (s)
v m/s
20
10
0
- 10
Introducción a las Ciencias Naturales 10
Teniendo en cuenta los datos que aporta la gráfica y recordando que en un movimiento rectilíneo uniforme la velocidad es constante y en un movimiento rectilíneo uniformemente variado es función lineal del tiempo responde los siguientes interrogantes
a) ¿Cuál es el intervalo de tiempo en que el movimiento es rectilíneo uniforme?
b) ¿En que tramos la velocidad varía uniformemente con el tiempo?
c) ¿Para qué instantes la velocidad es cero?
d) En el tramo DE el módulo de la velocidad aumenta o disminuye?
e) ¿Durante el tramo FG el móvil mantiene su sentido de marcha? Justifica tu respuesta.
4- En una práctica de laboratorio en el cual se trabajó con una sustancia determinada, se han tomado los
siguientes datos:
Registro Energía transferida en forma de calor medida en calorías (cal)
Temperatura medida en Kelvin (K)
A 30 15
B 50 35
C 70 35
D 90 60
Realiza la gráfica y recordando que en el transcurso de una cambio de estado la temperatura permanece
constante, enuncia que sucedió entre el registro B y C .
Introducción a las Ciencias Naturales 11
LA MEDICIÓN EN LA CIENCIA
Medir es determinar la relación existente entre una magnitud dada y otra de su
misma especie elegida como unidad.
Antes de continuar debemos realizar algunas definiciones:
Magnitudes físicas: Es todo aquello susceptible de ser medido. Así la cantidad de
materia, el intervalo de tiempo ente dos hechos sucesivos, la distancia ente dos puntos, la
energía asociada a un fenómeno físico, etc. constituyen ejemplos de magnitudes físicas.
Dimensión: Es la clase de medida que se puede efectuar sobre una determinada
magnitud física. Para caracterizar una magnitud física es necesario designar a su
dimensión, una unidad conveniente o magnitud fundamental.
Tabla 2. Magnitudes y Dimensiones.
Instrumento de medición: es el elemento utilizado para realizar la medición de una
magnitud. Por ejemplo la regla para medir longitud, el reloj para tiempo, etc.
Unidad: Dada una magnitud física y su respectiva dimensión, para cuantificar una
medición es necesario emplear la unidad conveniente. La unidad de una dimensión es la
referencia o patrón a la que se le asigna el valor 1. El resultado de una medición se indica
como el número de veces que se repite la unidad (cifras o dígitos), seguido de la unidad
propiamente dicha.
Cifras significativas: son aquellas que tienen un significado real y, por tanto,
aportan alguna información. Toda medición experimental es inexacta y se debe expresar
con sus cifras significativas.
Precisión y exactitud: el resultado de una medición debe ser preciso y exacto:
Precisión: es la aproximación entre múltiples mediciones del mismo tipo, realizadas
sobre una magnitud física.
Exactitud: es la proximidad entre el valor real y el resultado obtenido de una
medición efectuada sobre una magnitud física.
Introducción a las Ciencias Naturales 12
Si un instrumento de medición está mal calibrado, se podrán obtener mediciones
coincidentes y/o muy próximas entre sí, lo que indica una elevada precisión. Sin embargo
las mismas tendrán una baja exactitud, porque están alejadas del valor real o verdadero.
Una vez definidos estos parámetros podemos decir que para realizar una medición
debemos tener en cuenta:
1- Qué se está midiendo (magnitud)
2- El instrumento adecuado para la medición
3- El número (cifras o dígitos) y la unidad que debe asignarse a una medida
4- El grado de incertidumbre de la medición realizada (precisión y exactitud)
Por ejemplo, si queremos medir la longitud de un trozo de metal pequeño, debemos considerar:
Magnitud física: distancia entre dos puntos.
Dimensión: longitud.
Unidad: centímetro (cm) o milímetro (mm)
Instrumento de medición: regla milimétrica.
En ocasiones, la unidad elegida resulta ser inadecuada por ser demasiado pequeña
o demasiado grande. En estos casos, para resumir números demasiados extensos se
recurre a lo que se denomina notación científica, que no es más que expresar el número
como el producto entre 1 y la potencia de 10 correspondiente. Por ejemplo el número
1.000.000.000 puede expresarse como 1 x 109 (obsérvese que la potencia coincide con el
número de ceros). Si el número a expresar en notación científica es menor a uno (1) la
potencia de base 10 será negativa.
Pensemos: ¿Cómo escribiríamos el número 3.400.000.000.000 en notación científica?
Bien! 3,4 x 1012
.
¿Y el 0,00000000068?
Excelente! 6,8 x 10-10
.
Otra estrategia para escribir las cifras de una medición es la utilización de múltiplos y
submúltiplos de la unidad de medida elegida. Así, si dicha unidad es pequeña frente a la
medición a efectuar, se utilizan múltiplos de la misma y, si resulta grande, se utilizan
submúltiplos.
Introducción a las Ciencias Naturales 13
Tabla 3. Múltiplos y Submúltiplos.
Tabla 4. Unidades Auxiliares.
Observe: en el caso de las unidades de la Tabla 4, al pasar de una a otra unidad, deben
correrse tres (3) lugares.
Sistema de Unidades
Dimensiones Fundamentales y Derivadas
El sistema métrico decimal es el sistema universal de medida. En él, la unidad
arbitraria se divide o multiplica por 10 para dar unidades de magnitud conveniente. Este
sistema es oficial en todos los países con excepción de Inglaterra, aunque en trabajos
científicos también lo utiliza.
En 1964, el International Bureau of Standards (BIS) adoptó una versión ligeramente
modificada del sistema métrico. Este conjunto de unidades revisado se conoce como:
Sistema Internacional de Unidades (SI), cuyo fundamento son siete unidades básicas.
Las unidades SI están siendo aceptadas gradualmente, sin embargo el sistema métrico
más antiguo no desaparece y aún se utiliza. Otros sistemas muy empleados son el
Práctico o Técnico y el Cegesimal; a éste último se lo cita a menudo como sistema
“centímetro-gramo-segundo” o más brevemente c.g.s. Las dimensiones fundamentales de
cada sistema, así como sus unidades, figuran en la siguiente tabla:
Introducción a las Ciencias Naturales 14
Tabla 5. Sistemas de medición y sus unidades.
Conjuntamente con las unidades fundamentales existen otras llamadas derivadas,
tales como: velocidad, aceleración, densidad, etc. que se han definido refiriéndolas a las
unidades fundamentales. Existen por lo tanto dos clases de unidades: unidades
fundamentales y unidades derivadas, que constituyen el sistema absoluto de unidades.
Con frecuencia, es necesario convertir a un múltiplo las mediciones efectuadas en
una unidad. Por ejemplo gramo a kilogramo. Las conversiones en el sistema métrico, en
el cual las unidades se relacionan entre sí por potencias de 10, se hacen muy fácilmente.
Dimensiones y unidades auxiliares
Medidas de superficie
La unidad, en el SI, es el metro cuadrado (m2), que corresponde al área de un
cuadrado que posee un metro (1m) de lado.
Para realizar conversiones entre medidas de superficie, se debe utilizar la siguiente
escala:
Introducción a las Ciencias Naturales 15
Veamos algunos ejemplos:
Convertir 2km2 a cm
2: 20.000.000.000cm
2.
¿Se anima a escribirlo en notación científica?
Convertir 89mm2 a m
2: 0,000089m
2.
¿Y en notación científica?
Medidas de Volumen
La unidad, en el SI, es el metro cúbico (m3), que corresponde al volumen de un cubo
de un metro de arista.
Para realizar conversiones debe utilizarse la siguiente escala:
Introducción a las Ciencias Naturales 16
Por ejemplo:
Convertir 3,4dm3 en dam
3: 0,0000034dm
3.
Y en notación científica cómo sería?
Convertir 67km3 en mm
3: 67.000.000.000.000.000.000mm
3.
Representarlo en notación científica.
Para medir volúmenes también puede recurrirse a las medidas de capacidad. En
ellas, la unidad es el Litro (L) y las conversiones entre unidades de medida se realizan
utilizando la Tabla de Múltiplos y Submúltiplos (Tabla 3).
Para realizar conversiones anteriores entre los dos sistemas de medición de
volumen, se puede utilizar la siguiente Tabla:
Unidades de volumen m3 dm3 cm3
Unidades de capacidad kl hl dal l dl cl ml
Tabla 6. Conversión entre medidas de volumen.
Densidad
Es el cociente entre la masa y el volumen de un cuerpo.
Introducción a las Ciencias Naturales 17
= m/v = g/cm3
TRABAJO PRÁCTICO DE AULA II:
Magnitudes, Múltiplos, Submúltiplos. Notación Científica
1 - Expresar las siguientes cantidades en km:
a. 0,0934dam:
b. 348,32dm:
c. 1,468hm:
d. 8,302mm:
e. 1.200.000cm
2 - Si se informa que de los 167,5m de cinta de recibidos se han usado 4,8 dam, calcular
la longitud de cinta que queda y expresar el resultado en m, cm y mm.
3 – a. La distancia que existe entre el Sol y la Tierra es de 150.000.000km. Expresar
dicha distancia en m y hm.
b. Expresar el radio del ión Na (0,097 nm) en pm, cm y m.
(1picómetro = 1 pm = 10-12 m).
4 - Resolver y expresar cada resultado en km, m y mm:
a. 34,6cm + 0,073m + 21,05dm =
b. 27,41hm + 127,205m =
c. 4,83km + 62,56m + 5.345dm =
d. 899dm - (0,0045m + 2,202mm) =
5 - Expresar las siguientes cantidades en cm2:
a. 46,02m2
b. ¾ hm2
Introducción a las Ciencias Naturales 18
c. 0,039dam2
d. 0,0000036km2
e. 1,011mm2
6 - Las dimensiones de un campo son de 60hm de largo, por 150m de ancho.
a. Expresar la superficie del mismo en m2
b. Sabiendo que una hectárea (ha) es igual a 10.000 m2, expresar el resultado en
ha
7 – Expresar las siguientes cantidades en cm3:
a. 0,376mm3:
b. 1.235dm3:
c. 0,000302hm3:
d. 0,25dam3:
e. 0,0021km3:
8 - Expresar las siguientes cantidades en litro:
a. 36cm3:
b. 56,7mL:
c. 1,87m3:
d. 567,4dm3:
e. 0,007kL:
9 - ¿Qué volumen hay que agregar a las siguientes cantidades para obtener 10litros?
a. 6,87cL:
b. 0,00836hL:
c. 45,3cm3:
10 - Expresar las siguientes cantidades en g:
a. 28hg:
b. 0,00836mg:
c. 45,7g:
d. 120ng:
e. 0,0087Tn:
Introducción a las Ciencias Naturales 19
11 - Expresar las siguientes temperaturas en grados centígrados ó Kelvin según
corresponda:
a. 356°C:
b. 38K:
c. -36°C
d. 176K:
e. 25°C
12- La temperatura del nitrógeno líquido es de 77 K. ¿A cuántos grados centígrados
equivale?
13- ¿Qué temperatura es más baja: 146 K ó -73 ºC?
14- Expresar las siguientes cantidades en horas:
a. 3.600s:
b. 120min:
c. 4 días:
d. 2 meses.
e. 320min:
15- Expresar las siguientes cantidades en notación científica:
a. 3.600.000 glóbulos rojos.
b. 0,00000063g:
c. 0,00000000000012cm:
d. 0,000000000000000000000000000000000634Kg:
e. 279.400.000.000.000.000.000.000mm:
16- La densidad del vinagre es de 1,0056g/cm3. ¿Cuál es la masa de 3L de vinagre?
17- El bromo es un líquido color café rojizo. Calcule su densidad (en g/mL) si 586g de la
sustancia ocupan 188mL.
18- Para la determinación de la densidad de una barra metálica rectangular, un estudiante
hizo las siguientes mediciones: longitud; 8,53cm; ancho, 2,4cm; altura, 1,0cm; masa:
52,7064g. Calcule la densidad del metal con el número correcto de cifras
significativas.
Introducción a las Ciencias Naturales 20
Introducción a las Ciencias Naturales 21
Tema 2:
MATERIA Y ENERGÍA
MATERIA
Concepto de materia, cuerpo y sustancia
Al observar el mundo que nos rodea notamos la presencia de objetos que nos
ocasionan diferentes sensaciones y que se denominan cuerpos.
Un banco, un pizarrón, una silla, un trozo de tiza, el agua contenida en un
vaso, etc., son ejemplos de cuerpos.
El examen de diversos cuerpos existentes, nos muestran algunas características
coincidentes en todos ellos: tienen masa, ocupan un lugar en el espacio (volumen), son
impenetrables, son divisibles, etc. Estas características generales de los cuerpos se
deben a un componente común a todos ellos que es la materia. Por eso, suele definirse a
los cuerpos como una porción limitada de materia.
Además, observamos que hay distintas clases de materia, diferenciables entre sí por
su color, olor, estado físico, textura, aspecto, sabor, etc. A cada una de estas clases de
materia se la denomina sustancia y tienen características propias que se llaman
propiedades.
Ejemplos de sustancias son el vidrio, el hierro, la sal, el azúcar, etc.
Estados de agregación de la materia
La gran cantidad de sustancias diferentes que existen en el Universo pueden
encontrarse en tres estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Las
características de cada uno se resumen en la siguiente Tabla:
Introducción a las Ciencias Naturales 22
Tabla 7. Estados de agregación de la materia.
Para explicar estos estados se utiliza la denominada teoría molecular, que está
basada en los siguientes supuestos:
a - La materia está formada por moléculas que están en movimiento continuo.
b - Entre las moléculas hay fuerzas de atracción que las aproximan, denominadas
fuerzas de cohesión o fuerzas de Van der Waals, y fuerzas que tienden a separarlas,
denominadas fuerzas de repulsión.
c - Cuanto mayor es la fuerza de cohesión, las moléculas están más próximas entre sí
y, en consecuencia, su movimiento es menor.
En función de esta teoría, es posible formular modelos para los gases, los líquidos y
los sólidos.
Los gases
Mediante la observación de los gases, se puede deducir que las moléculas de ellos
están en continuo movimiento de traslación. Así, si se considera el gas que se utiliza
como combustible en las cocinas, se ve que al abrir la llave rápidamente se percibe el
olor, lo cual indica que las moléculas se trasladan hasta las fosas nasales; es decir, que
están en movimiento de traslación y se expanden.
Aplicando la teoría molecular se puede afirmar el siguiente modelo para los gases:
a - Las moléculas están en continuo movimiento de traslación rectilínea y de rotación
sobre su eje.
b - Las fuerzas de cohesión son muy débiles, prevaleciendo las fuerzas de repulsión y,
por lo tanto, las moléculas son independientes unas de otras y se separan fácilmente, por
lo que ocupan un volumen cada vez mayor. Esto se llama expansibilidad.
c - En el caso de que un gas esté encerrado en un recipiente, las moléculas en su
movimiento chocan entre sí y contra las paredes, originando una presión.
Introducción a las Ciencias Naturales 23
d - Si el recipiente presenta pequeños poros, algunas moléculas escapan por ellos, lo
cual se denomina efusibilidad.
e - Si se ponen en contacto dos gases, las moléculas de uno se mezclan rápidamente
con las del otro y viceversa. Este fenómeno recibe el nombre de difusión.
Los líquidos
Se sabe que los líquidos tienen un determinado volumen, son móviles, fluyen y
modifican su forma con gran facilidad por la acción de fuerzas externas.
Utilizando la teoría molecular, se da siguiente explicación a este hecho:
a - Las fuerzas de cohesión entre las moléculas son mayores que en los gases y se
equilibran con las fuerzas de repulsión; por lo tanto, los espacios entre ellas son
relativamente mucho menores y, en consecuencia, se mueven a menor velocidad.
b - La intensidad de las fuerzas de cohesión no permite que las moléculas se separen,
por lo cual el volumen se mantiene constante.
c - Las moléculas pueden deslizarse unas sobre otras; por ello, los líquidos fluyen y se
derraman modificando su forma.
d - La atracción de la gravedad sobre las moléculas, junto con la posibilidad de
deslizarse, determina que ocupen los espacios inferiores de los recipientes que los
contienen, cualesquiera sean sus formas.
e - El movimiento continuo de las moléculas hacen que choquen entre sí y con las
paredes del recipiente, ejerciendo una presión sobre éstas.
f - Las moléculas de la superficie de los líquidos sólo son atraídas por las del interior
de los mismos, por lo que forman una especie de película o membrana. Este fenómeno se
denomina tensión superficial.
Los sólidos
Los cuerpos en estado sólido se caracterizan por mantener su volumen y conservar
su forma. Esto se puede explicar por medio de la teoría molecular del siguiente modo:
a - Las fuerzas de cohesión son muy intensas y prevalecen sobre las fuerzas de
repulsión, los espacios intermoleculares muy pequeños y, en consecuencia, las moléculas
carecen de movimiento de traslación.
b - Al no tener movimiento molecular de traslación, la forma permanece constante al
igual que el volumen.
c - Las moléculas o partículas constituyentes ocupan posiciones fijas y sólo realizan
movimientos vibratorios alrededor de un punto fijo.
Introducción a las Ciencias Naturales 24
d - Las partículas están distribuidas en forma ordenada en todas las direcciones del
espacio, adoptando formas geométricas determinadas (cubo, prisma, etc.). Esto se
denomina estructura cristalina. Además, si el cuerpo mantiene la forma externa
poliédrica, se llama cristal.
Cambios de Estado de la materia
Es conocido por todos que una misma sustancia puede encontrarse en cualquiera
de los tres estados (sólido, líquido y gaseoso), según se le entregue o quite energía en
forma de calor.
Aplicando la teoría molecular antes expuesta se encuentra una explicación
aceptable a ésto:
- Fusión
Si a un sólido, cuyas moléculas se hallan vibrando en un punto fijo, se le suministra
calor, dichas moléculas se moverán con mayor amplitud, luego saldrán de sus posiciones
y empezarán a moverse en forma independiente, transformándose en un líquido. Este
cambio del estado sólido al líquido recibe el nombre de fusión.
Durante esta transformación, todo el calor provisto a la sustancia es absorbido por
las moléculas que lo utilizan para aumentar su movimiento, mientras que la temperatura
permanece constante. Esta temperatura recibe el nombre de punto de fusión, el cual es
constante y característico para cada sustancia.
- Vaporización
Si al líquido obtenido se le sigue proveyendo calor, sus moléculas se moverán más
rápidamente y comenzará a subir la temperatura del mismo. Algunas de las moléculas,
ubicadas en la superficie libre de dicho líquido, absorberán energía cinética suficiente
como para escapar de las otras y transformarse en vapor. Este pasaje lento de las
moléculas superficiales del líquido al estado gaseoso (vapor) recibe el nombre de
evaporación.
Si se sigue calentando el líquido, la energía calorífica que se le proporciona se
transforma en energía cinética y todas las moléculas llegan a tener energía suficiente
como para pasar rápidamente al estado gaseoso en diferentes puntos de la masa líquida.
Estas moléculas en estado de gas poseen menor densidad que el líquido y ascienden
formando burbujas: es entonces cuando el líquido hierve. Este pasaje rápido de las
moléculas de toda la masa líquida del estado líquido al gaseoso, se llama ebullición.
Introducción a las Ciencias Naturales 25
Mientras sucede este cambio, la temperatura no se modifica sino que permanece
constante, y se denomina punto de ebullición; propiedad intensiva para cada sustancia.
Como se observa, el pasaje del estado líquido al gaseoso puede efectuarse por
evaporación o por ebullición, denominándose en general vaporización.
Los cambios de sólido a líquido y de éste a gas, ocurren cuando se suministra
energía calorífica a las sustancias, pero también suceden en orden inverso cuando se le
quita dicha energía y disminuye la temperatura.
- Licuefacción
En un gas, las moléculas se encuentran en permanente movimiento de traslación
desordenado pero, al disminuir la temperatura, o sea, quitarle energía, disminuye la
velocidad de las moléculas que entonces se aproximan entre sí, manifestándose más las
fuerzas de cohesión intermoleculares hasta transformarla en una masa líquida. Este
cambio del estado gaseoso al líquido se denomina licuefacción.
Se denomina licuación si un gas pasa del estado gaseoso al estado líquido debido
a un aumento de la presión, generalmente acompañado de una disminución de la
temperatura; y, se lo denomina condensación al proceso por el cual se produce el pasaje
debido exclusivamente a una disminución de la temperatura.
- Solidificación
Al quitarle energía a un líquido, sus moléculas se mueven cada vez más lentamente
hasta quedar oscilando alrededor de un punto fijo; entonces, adquieren las características
propias de los sólidos. Esta transformación del estado líquido al sólido recibe el nombre
de solidificación y durante este proceso la temperatura permanece constante y se
denomina punto de solidificación. Este punto, en cada sustancia, coincide con el punto
de fusión.
- Sublimación
Además de los cambios antes señalados, en algunas sustancias, como el yodo, la
naftalina y el alcanfor, se observa el pasaje directo del estado sólido al gaseoso y
viceversa, sin pasar por el estado líquido. Este doble proceso se identifica con el nombre
de sublimación.
Hasta ahora, se ha mencionado como única causa de los cambios de estado, la
adquisición o pérdida de energía calorífica, pero es importante señalar la influencia que
puede ejercer la presión que soportan las sustancias, pues su aumento o disminución
Introducción a las Ciencias Naturales 26
provoca el acercamiento o el alojamiento de las moléculas entre sí, con la consiguiente
acción sobre el estado físico.
La influencia de la presión exterior resulta muy evidente en los procesos de licuación
y vaporización. Así, por ejemplo, el aire sometido a altas presiones y bajas temperaturas
se transforma en aire líquido; el agua hierve a menos de 100ºC de temperatura cuando la
presión atmosférica es más baja de lo normal, como sucede cuando se asciende una
montaña.
En suma:
El estado de agregación de una sustancia depende de la temperatura y la
presión a la que se encuentre dicha sustancia.
En el siguiente gráfico puede observar los cambios de estado de la materia:
Figura 1. Cambios de estado.
Propiedades de la Materia
Los atributos o cualidades de la materia o sustancias se conocen con el nombre de
propiedades. Estas propiedades se pueden clasificar en dos grupos:
Introducción a las Ciencias Naturales 27
- Propiedades Intensivas
Se denominan así a las propiedades que no dependen de la cantidad de materia
que se esté analizando. Entre ellas podemos mencionar: punto de fusión, punto de
ebullición, densidad, índice de refracción, calor específico, etc., que al ser establecidas en
las mismas condiciones, tienen valores definidos y constantes para cada sustancia y que
suelen denominarse constantes físicas. Estas propiedades permiten diferenciar las
distintas sustancias con mucha mayor certeza.
Si tenemos 10g de agua pura, a 4°C, y medimos su densidad, ésta será de 1g/ml… si
tenemos 1Tn, a la misma temperatura… su densidad será la misma!!!
Los caracteres organolépticos también suelen considerarse propiedades
intensivas, pero frecuentemente no sirven para determinar la identidad de una sustancia.
Por ejemplo, la sal y el azúcar son blancas, tienen brillo y pueden tener
aproximadamente la misma granulometría, pero son sustancias muy distintas, o no?
- Propiedades Extensivas
Además de las propiedades intensivas, hay otras que sí dependen de la masa con
que se cuenta, como es el caso del volumen, peso, superficie, capacidad calorífica, etc. A
estas propiedades se les da el nombre de extensivas, resultando obvio que no permiten
identificar una sustancia diferenciándola de otras.
Se puede tener el mismo volumen de agua que de éter, o igual peso de sal que de cal,
o la misma superficie de hierro que de madera, a pesar de ser sustancias distintas.
SISTEMAS MATERIALES
La observación del mundo circundante nos muestra una realidad compleja e
intrincada. Pensemos solamente en lo que se encuentra en nuestra aula: personas, aire,
pizarrón, tizas, bancos, sillas, escritorios, paredes, ventanas, vidrios, puerta, etc. Y, si
ampliamos nuestra consideración fuera de este establecimiento educativo, veremos
plantas, más personas, automóviles, más edificios, animales, etc., o sea que la
complejidad aumenta rápidamente.
Introducción a las Ciencias Naturales 28
Es evidente que resulta imposible estudiar en forma simultánea todo lo que nos
rodea. Necesitamos aislar, de modo real o imaginario, un conjunto de objetos, o uno de
ellos o una fracción para su estudio detenido y minucioso. Así, analizamos el agua de un
vaso, un lápiz, un borrador, un cubito de hielo, la sal de mesa, el aceite, el aire de esta
habitación, el alcohol, un trozo de granito, una porción de arena, un pedazo de madera…
Cada una de estas porciones del Universo posee una organización más o menos
intrincada, pero siempre compleja y constituye un sistema.
Dichos sistemas se caracterizan por ocupar un lugar en el espacio y por estar
dotados de masa, es decir, por estar compuestos de materia. Esto determina que las
porciones mencionadas, cuando son sometidas a un estudio experimental, reciban la
denominación de sistemas materiales.
Entonces, podemos definir:
Sistema Material es toda porción del Universo que se aísla, real o
imaginariamente, para su estudio.
Los Sistemas Materiales pueden clasificarse según:
Su relación con el medio: abiertos, cerrados y aislados.
Su composición: homogéneos y heterogéneos.
Según su relación con el medio:
Sistemas Abiertos
En los mismos se produce transferencia de masa y de energía entre el sistema y el medio
o viceversa.
Ejemplos? Una olla con agua caliente, sin tapa.
Sistemas Cerrados
En estos sistemas solo se produce el intercambio de energía entre el sistema y el medio o
viceversa.
Ejemplos? Una bolsa de agua caliente.
Introducción a las Ciencias Naturales 29
Sistema Aislado
En este caso, no hay pasaje ni de masa ni de energía del sistema al medio y viceversa.
Ejemplos? Un termo con agua caliente.
Según su composición:
Sistemas Homogéneos
Si consideramos el agua destilada y tomamos cualquier porción de una muestra de
la misma, podemos observar que posee las mismas propiedades intensivas en todas sus
partes, es decir, tiene el mismo punto de fusión, densidad, índice de refracción, etc. Así, el
agua destilada pertenece a los sistemas denominados homogéneos, los cuales se
caracterizan por estar constituidos por una sola fase.
Todo sistema homogéneo se caracteriza por presentar continuidad cuando se la
observa a simple vista, al microscopio y aún, al ultramicroscopio.
Otros ejemplos? Azúcar, aceite, sal de mesa, agua de mar filtrada, nafta, agua azucarada, etc.
Sistemas Heterogéneos
Hay otros sistemas en los que las propiedades intensivas son diferentes según la
porción que se examine. Estos sistemas se llaman sistemas heterogéneos y están
formados por dos o más fases (bifásicos, trífásicos o polifásicos), que pueden presentar
cualquiera de los tres estados físicos. La superficie de separación entre las fases
(interfase) es evidente y bien definida. Los sistemas heterogéneos están constituidos por
sistemas homogéneos agrupados, pues cada fase, si es separada de las demás, forma un
sistema homogéneo.
Ejemplos? Vino con borra, agua con aceite y granito (roca formada por cuarzo, mica y
feldespato)
Métodos de Separación de Sistemas Materiales
- Separación de Fases de un Sistema Heterogéneo
Las fases que forman un sistema heterogéneo se pueden separar unas de otras
utilizando procedimientos adecuados para cada caso:
Introducción a las Ciencias Naturales 30
Cuando el sistema está formado por una fase líquida y otra sólida, como agua y arena,
se lo deja cierto tiempo en reposo para que sedimente la arena y luego se separa el agua,
trasvasándola con cuidado a otro recipiente o succionándola con pipeta o sifón.
En el caso de que se trate de dos líquidos no miscibles, como agua y aceite, se utiliza
una ampolla de decantación. Se coloca el sistema dentro de la ampolla y se lo deja en
reposo hasta que se separen los líquidos (el agua ocupa la parte inferior, por ser más
densa). Luego, al abrir la llave se deja salir el agua, debiendo cerrar el paso cuando está
por pasar el aceite. Esta operación que permite separar sistemas sólido-líquido o líquido-
líquido de diferente densidad, se denomina decantación.
. Figura 2. Filtración de sólidos. Figura 3. Ampolla de decantación.
Algunos sistemas están formados por una fase líquida en cuyo interior hay partículas
sólidas en suspensión, como por ejemplo el agua turbia de un charco. En este caso se
puede proceder de dos modos distintos:
a – Se hace pasar el sistema líquido-sólido a través de una superficie porosa, llamada
filtro, generalmente colocada dentro de un embudo. Las partículas sólidas son
retenidas por el filtro porque tienen un diámetro mayor que los poros. Como filtro es
muy utilizado un papel poroso, denominado papel de filtro, aunque también se utiliza
arena, algodón, polvo de carbón, telas especiales, lana de vidrio, porcelana, amianto,
etc. Este procedimiento se llama filtración.
Introducción a las Ciencias Naturales 31
Figura 4. Filtración.
b - En otras ocasiones, primero se precipitan las partículas sólidas y luego se hace
una decantación.
Para acelerar la sedimentación de dichas partículas se las somete a la acción de la
fuerza centrífuga: el sistema se coloca en tubos cónicos que giran a gran velocidad
dentro de aparatos llamados centrífugas, lo cual determina que las partículas, por ser
más densas, precipiten, ocupando el fondo de dichos recipientes. Este procedimiento
recibe el nombre de centrifugación. Una vez lograda la separación de fases, se
realiza la decantación del líquido.
Figura 5. Centrifugadora.
En el caso de sistemas cuyas fases son sólidas, se opera de diferentes maneras,
según las características que se presenten:
a - Cuando una de las fases se encuentra dividida en trozos bien diferenciables, estos
se pueden separar tomándolos con una pinza. Es el caso de extraes trozos de mármol
mezclados en arena. Este método se denomina tria.
b - Si las partículas que forman cada fase sólida tienen diferente tamaño, se coloca el
sistema material sobre una malla de metal o plástico (tamiz), se sacude y entonces las
partículas de menor diámetro atraviesan la malla, mientras que la de mayor tamaño
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Introducción a las Ciencias Naturales 32
quedan retenidas. El procedimiento se llama tamización y como ejemplo se puede
señalar la separación del canto rodado, de la arena.
Figura 6. Tamices y tamización.
c - Cuando los sólidos tienen diferente densidad, tal como una mezcla de arena y
corcho, se agrega un líquido que tenga una densidad intermedia con respecto a ellos,
como el agua. El corcho flota y la arena se deposita en el fondo. Este método se
denomina flotación.
d - En el caso de que una de las fases sea soluble en un determinado solvente y la
otra no, como en el caso de la mezcla de arena y sal, se agrega agua, se agita para
asegurar la disolución de la sal, y se procede a filtrar, separando la arena del agua
salada. Este procedimiento se denomina disolución.
Luego, por evaporación se separa la sal del agua.
e - Si los sólidos tienen diferente densidad, como la arena y oro, se hace circular una
corriente de agua que arrastra la mezcla a través de canales; entonces, las pepitas
metálicas (más densas) sedimentan, mientras que la arena se mantiene en
suspensión. Esta forma de separación de fases recibe el nombre de levigación.
f - Cuando uno de los sólidos está compuesto por hierro, se puede separar la mezcla
acercándole un imán. Este método se llama separación magnética. Así, en el
proceso de fabricación de la harina, una de las operaciones previas consiste en
apartar de los granos de trigo pequeños trozos metálicos (clavos, alambres, etc.),
haciéndolos pasar por un campo magnético.
Todos los procedimientos antes mencionados, también se denominan métodos
separativos.
Introducción a las Ciencias Naturales 33
Como se observa en los ejemplos, los métodos separativos que se utilizan varían de
un caso a otro, según las propiedades de las fases que forman el sistema, como por
ejemplo el tamaño de las partículas, su densidad, la solubilidad, etc.
En un sistema heterogéneo, cada una de las fases que lo integran, después de ser
separadas constituyen sistemas homogéneos.
Fraccionamiento de Fases en un Sistema Homogéneo
Entre los sistemas homogéneos debemos diferenciar aquellos que están
constituidos por una sustancia pura (agua destilada, cloruro de sodio), de otros que
están formados por dos o más sustancias (agua salada) y que se denominan soluciones.
En estas últimas es posible separar las sustancias que las componen, es decir, proceder
al fraccionamiento del sistema homogéneo.
Para fraccionar una solución es necesario escoger el método más apropiado para
cada caso:
a - Cuando un sistema está formado por una sustancia sólida disuelta en otra líquida,
como el agua salada, para separar el agua de la sal, se realiza una destilación
simple.
Para ello se usa un aparato constituido por un balón con tubo de desprendimiento, un
termómetro, un refrigerante y un recipiente colector.
En el balón se coloca el agua salada y luego se calienta hasta ebullición. Los vapores
de agua que se forman ascienden y salen por el tubo de desprendimiento. Al chocar
con la superficie fría del refrigerante se condensan, cayendo gota a gota como agua
líquida en el recipiente colector. Como la sal no se vaporiza queda retenida en el
balón, y de ese modo se separa el agua de la sal.
En consecuencia:
La destilación comprende, primero, la vaporización de un líquido y luego, la
condensación de los vapores por enfriamiento.
Introducción a las Ciencias Naturales 34
Figura 7. Destilación simple.
b - Cuando se desea separar líquidos volátiles con diferentes puntos de ebullición, se
utiliza un procedimiento llamado destilación fraccionada.
Figura 8. Destilación fraccionada.
Aquí, el balón que contiene la solución cuyos componentes se desean separar, posee
una columna de fraccionamiento adosada a su boca. Dicha columna se construye de
tal forma que tenga un gran área superficial, como por ejemplo conteniendo perlas de
vidrio en su interior. Así, puede producirse una gran condensación del componente
menos volátil dentro de ella. La columna está más fría en la parte superior que en la
base. Con el tiempo, el vapor llega a la parte superior de la columna y casi todo el
componente menos volátil se condensa y desciende por la columna. El componente
más volátil pasa al condensador donde se licúa y se deposita como destilado casi puro
en el recipiente colector. Mientras más larga sea la columna y mejor empacada esté,
más eficiente será la separación.
De este modo es posible separar, por ejemplo, agua y acetona, cuyos puntos de
ebullición son, respectivamente, 100º C y 56º C. Esta técnica es muy usada en el
laboratorio y en la industria del petróleo, del alcohol, etc.
c - En ciertas ocasiones, como para separar los pigmentos de una solución coloreada,
se utiliza una técnica denominada cromatografía. Este método admite diferentes
variantes, siendo una de las más usadas la cromatografía de partición sobre papel.
Introducción a las Ciencias Naturales 35
Consiste en una tira de papel de filtro suspendida en un recipiente, cuya extremidad
inferior está sumergida en un solvente orgánico (éter de petróleo, butanos, etanol,
etc.). La muestra a analizar se deposita sobre el papel próxima al solvente. Esta
asciende por capilaridad y arrastra las sustancias que forman la muestra, las cuales
van alcanzando distintas alturas de acuerdo con su masa molecular, afinidad con el
solvente, etc. De ese modo se logra la separación de los diferentes componentes de
una solución.
d - En el caso de que los componentes de un sistema sean solubles en un mismo
solvente a la temperatura de ebullición, pero uno de ellos es insoluble o poco soluble
en frío, se procede a realizar una cristalización, la cual consiste en disolver el sistema
en el solvente hirviendo y luego, se deja enfriar.
De esta forma, el componente menos soluble se cristaliza y sus cristales se separan
por filtración.
Figura 9. Cristalización.
Las técnicas que permiten separar los componentes de una solución como la
destilación simple, destilación fraccionada, la cromatografía y la cristalización fraccionada,
reciben la denominación de métodos de fraccionamiento.
Soluciones y sustancias puras
De acuerdo con lo que se ha expresado, si se aplica un método de fraccionamiento
adecuado a una solución, se obtienen porciones o fracciones que tienen propiedades
intensivas distintivas entre sí y con relación a dicha solución. Cada una de esas fracciones
corresponde a una sustancia diferente.
Entonces se puede afirmar que:
En cambio, si se trata de fraccionar una sustancia pura, no hay posibilidades de
hacerlo. Todas las porciones que se obtienen presentan las mismas propiedades
intensivas. Por lo tanto:
Solución es todo sistema homogéneo fraccionable
Introducción a las Ciencias Naturales 36
Cuando en un recipiente se encuentra una sustancia pira, todas las moléculas tienen
la misma composición. Así, una muestra de agua es pura si todas las moléculas que la
forman están constituidas por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Por el
contrario, si además de moléculas de agua hay otras compuestas por un átomo de cloro y
otro de sodio (cloruro de sodio) el agua no es pura, pues contiene sal y entonces es agua
salada.
Por lo tanto:
En resumen:
Tabla 8. Sustancias puras y soluciones.
Clasificación de las Sustancias Puras
Al examinar las sustancias puras podemos distinguir dos clases:
a – Aquellas que se pueden descomponer en otras más simples, como el agua que
origina oxígeno e hidrógeno, o el dióxido de carbono que se descompone en carbono y
oxígeno. Estas sustancias reciben la denominación de sustancias compuestas.
B – Otras, como el oxígeno, el hidrógeno, el hierro, no se pueden descomponer y se
las llama sustancias simples.
En síntesis:
Sustancia Pura es todo sistema homogéneo no fraccionable
Una sustancia es pura cuando todas las moléculas que la
constituyen son iguales
Introducción a las Ciencias Naturales 37
Tabla 9. Sustancias simples y compuestas.
Elementos y Símbolos
En la actualidad se conocen cerca de tres millones de sustancias químicas
diferentes. De ellas, sólo un centenar son sustancias simples; las restantes, son
compuestas. Tanto las sustancias compuestas como las simples se forman a partir de
unidades químicas fundamentales que se denominan elementos químicos.
Así, el agua está formada por los elementos hidrógeno y oxígeno, el óxido de hierro
por oxígeno y hierro, la sal común por cloro y sodio, el oxígeno por oxígeno, el hidrógeno
por hidrógeno, etc. Como podemos observar, las sustancias simples se designan
generalmente con el mismo nombre del elemento que las origina.
Los elementos químicos conocidos son 105, de los cuales 92 son naturales y los
restantes artificiales, es decir, obtenidos por el hombre en el laboratorio.
A cada elemento se le asigna un nombre y se representan por medio de
abreviaturas convencionales, llamadas símbolos. Los nombres con que se designan los
distintos elementos se deben a diversas razones: alguna propiedad importante del
elemento, el nombre del país del cual es originario o donde ha sido descubierto, el astro al
que han sido dedicados, en homenajes a destacados investigadores, etc.
Los símbolos actuales fueron introducidos por el químico sueco Jöns Jacob
Berzelius en el siglo XIX. Estas abreviaturas se forman con la inicial en mayúsculas del
nombre griego o latino, seguida por una minúscula cuando es necesario diferenciarlo de
otro con la misma inicial. Así, el símbolo del carbono es C; del cobre, Cu; del cobalto, Co;
del calcio, Ca; del cesio, Cs; del nitrógeno, N; del sodio, Na; del niquel, Ni; etc.
En el caso de elementos cuyos nombre comienza con la letra A, se ha establecido
que el símbolo esté formado por dos letras para diferenciarlos de símbolos usados con
otros fines (argón, Ar; astato, At; aluminio, Al; americio, Am; plata, Ag; oro, Au; arsénico,
As). También en la actualidad se ha convenido que todo nuevo elemento que se obtenga
esté formado por dos letras (laurencio, Lw; kurchatovio, Ku; hafnio, Hf).
Al examinar las propiedades de los distintos elementos químicos, se ha observado
que pueden clasificarse en tres grandes grupos, a saber: metales, no metales y gases
inertes.
Las principales propiedades físicas y químicas de cada grupo se resumen en el
siguiente cuadro:
Introducción a las Ciencias Naturales 38
Tabla 10. Propiedades de Metales, No metales y Gases nobles.
Alotropía
El estudio de algunas sustancias simples, como el diamante y el grafito, arroja
resultados insospechados: el primero es transparente, incoloro y muy duro (puede rayar y
cortar al vidrio), mientras que el segundo es negro, opaco y blando (hace trazos en el
papel); es decir, presentan propiedades muy diferentes. Sin embargo, al analizar su
composición se observa que ambos están construidos solamente por átomos de carbono.
El diamante y el grafito, por ser dos sustancias simples diferentes, sólidas,
constituidas por átomos de carbono reciben la denominación de variedades alotrópicas
del elemento carbono.
Existen otras variedades alotrópicas del carbono, como por ejemplo el fulereno.
Como puede apreciarse en la Figura 10, los distintos alótropos se diferencian en la forma
en que están enlazados los átomos de carbono:
Figura 10. Variedades alotrópicas del carbono.
Introducción a las Ciencias Naturales 39
Otro caso de alotropía lo constituyen el oxígeno y el ozono, que son dos sustancias
simples, gaseosas, con propiedades diferentes, pero formadas ambas por átomos de
oxígeno. La diferencia entre ellas está dada por el hecho de que las moléculas de oxígeno
están constituidas por dos átomos, mientras que las de ozono lo están por tres átomos de
oxígeno. Por lo tanto, el oxígeno y ozono son formas alotrópicas del elemento oxígeno.
También el azufre presenta dos variedades alotrópicas que son el azufre prismático
y el azufre octaédrico, al igual que al fósforo, que se encuentra en la Naturaleza como
fósforo blanco o fósforo rojo.
Son muy pocos los elementos que determinan la formación de sustancias simples
diferentes, en el mismo estado de agregación y constituida por la misma clase de átomos,
es decir, que presentan la propiedad denominada alotropía. De acuerdo con lo que se ha
señalado, esta propiedad se debe a la disposición que adquieren los átomos en el espacio
o al número de ellos que forman las moléculas.
En síntesis, podemos afirmar que:
TRABAJO PRÁCTICO DE AULA III:
Sistemas Materiales
1 – Clasifique los procesos siguientes como químicos o físicos:
a. Enmohecimiento de una puerta de hierro.
b. Fusión del hielo.
c. Quemar una astilla de madera.
d. Digestión de una papa horneada.
e. Disolución de azúcar en agua.
2- Indicar cuáles de los siguientes sistemas son soluciones y cuáles sustancias puras:
a. agua salada
b. granito
c. óxido cúprico
d. mercurio
e. bromo
f. aire
g. atmósfera
h. agua destilada
Alotropía es la propiedad que poseen ciertos elementos químicos de
formar sustancias simples diferentes.
Introducción a las Ciencias Naturales 40
3 - Indicar cuáles de las siguientes son sustancias simples y cuáles compuestas:
a. agua
b. cloruro de sodio
c. oxígeno
d. azufre
e. hierro
f. óxido férrico
g. sulfato cúprico
h. ozono
4 - Indicar sobre las flechas los cambios de estado que se producen:
Hielo Agua Vapor de agua
5 - Si el Punto de Fusión (P.F.) de una sustancia es de 30 C, ¿en qué estado estaría
dicha sustancia a temperatura ambiente (25 C)? Justificar la respuesta.
6 - Una sustancia que posee: Punto de Ebullición (P.E.)= 357C y Punto de Fusión
(P.F.)= -38,9 C es colocada a 300 C. ¿Cuál es el estado de agregación de dicha
sustancia a esa temperatura?
7 - Clasificar los siguientes enunciados como sistemas homogéneos (H) o sistemas
heterogéneos (E):
a. arena y corcho
b. agua y azúcar
c. agua y gasoil
d. trozos de hierro y arena
e. granito
f. vapor de agua
g. leche
h. agua de mar
8 - En los siguientes sistemas ¿cuántas y cuáles son las fases y cómo podría separarlas?
a. barro_____________________________________________________________
Introducción a las Ciencias Naturales 41
b. sal disuelta en agua __________________________________________________
c. aserrín y talco_______________________________________________________
d. alcohol y agua_______________________________________________________
9- Una bombilla de luz incandescente funciona debido al flujo de energía. ¿El foco
convierte toda la energía eléctrica en luz? Observe el funcionamiento de la bombilla y
explique lo que ocurre en términos de la Ley de conservación de la energía.
10- En un vaso de precipitados se colocan arena, parafina y azúcar de mesa y se agitan.
¿Es la combinación resultante una mezcla? Si es así, ¿Qué tipo de mezcla? Diseñe un
experimento mediante el cual pueda separar la arena, la parafina y el azúcar.
Introducción a las Ciencias Naturales 42
Tema 3
EL ÁTOMO
Introducción
Sabemos que la materia está formada por partículas extraordinariamente
pequeñas, pero, ¿cómo son dichas partículas? ¿Cómo es su estructura interna? En este
tema daremos respuesta a estas preguntas. Además queremos que aprenda a
reconocer las propiedades de los elementos, así como su clasificación, para que pueda
predecir su comportamiento.
El átomo. Modelos Atómicos
El átomo es la menor porción de materia capaz de combinarse. Es invisible a
nuestros ojos. Entonces, ¿cómo cree que los científicos pueden conocer su estructura
y funcionamiento? ……………………………………………………………………………….
Ya, en la antigüedad, los griegos pensaban acerca de la naturaleza de la materia.
Demócrito (460-370 a.C.) sostenía que la materia estaba constituida por pequeñas
partículas indivisibles, que llamó átomos (―átomo‖ significa indivisible o inseparable).
Sin embargo su pensamiento no fue considerado hasta que 2000 años después, en el
siglo XVII, John Dalton (1766-1844) retomó el estudio del átomo, y propuso su
Teoría Atómica. Incorporó a la Química el concepto filosófico de que la materia es
discontinua, y está constituida por minúsculas partículas indestructibles denominadas
átomos. A partir de allí, desarrolló un conjunto de hipótesis que fueron publicadas en
1808 y que se conocen como teoría atómica de Dalton.
Las conclusiones de Dalton pueden resumirse en los siguientes postulados:
1. La materia está formada por partículas muy pequeñas e indestructibles,
llamadas átomos.
2. Las sustancias simples están constituidas por átomos simples.
Introducción a las Ciencias Naturales 43
3. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí, principalmente
en su masa, forma y tamaño.
4. Las sustancias compuestas están formadas por átomos compuestos que
resultan de la unión de átomos simples de elementos diferentes.
5. Toda reacción química consiste en una unión o separación de átomos.
6. Volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de presión
y temperatura, contienen igual número de átomos.
La Teoría Atómica de Dalton fue muy importante para el desarrollo de la
Química, pero como consecuencia del conocimiento más profundo de la estructura de
la materia, la terminología e incluso algunos conceptos de la Teoría Atómica de Dalton
han sido superados.
Importantes descubrimientos, como la electricidad y la radioactividad,
permitieron a los fisicoquímicos del siglo XIX concluir que el átomo está formado por
partículas aún más pequeñas, llamadas partículas subatómicas o fundamentales.
Actualmente los físicos han identificado la existencia de docenas de partículas
elementales, pero, a los efectos de la química, puede considerarse que todos los átomos
están formados por combinaciones distintas de 3 partículas subatómicas, que son: los
electrones, los protones y los neutrones.
Una vez aceptada la existencia de estas 3 partículas subatómicas, el mundo científico tuvo
que afrontar el reto de encontrar la posición de cada una de ellas en el átomo, lo que llevó a la
elaboración de varios modelos atómicos que se han ido sucediendo desde finales del siglo XIX
hasta mediados del siglo XX. Entre ellos, podemos citar, el modelo de Thompson, el modelo de
Rutherford y el modelo de Bohr.
Un modelo es una representación que los científicos hacen de los fenómenos o
procesos para su estudio.
El átomo posee un núcleo o parte central, donde se encuentran los protones y los
neutrones, y, una zona periférica, llamada corteza, donde están ubicados los electrones.
Por lo tanto, si lo ordenamos podemos decir que el átomo está formado por:
El núcleo: en él se concentra casi toda la masa del átomo, es donde encuentran
ubicados los protones y los neutrones.
Introducción a las Ciencias Naturales 44
Protones (p): Tienen carga positiva. Su masa relativa es 1. Se considera como
partícula pesada.
Neutrones (n): No tienen carga eléctrica. Su masa relativa es 1. Su masa es
aproximadamente igual a la del protón.
Corteza electrónica: donde se encuentran los electrones.
Electrones (e): Tienen carga eléctrica negativa. Su masa relativa es tan
pequeña que se considera despreciable (no se tiene en cuenta, ya que es 1840
veces menor que la del protón). Son partículas livianas.
El tamaño del núcleo es sumamente pequeño en relación al tamaño del átomo. Si lo
consideráramos esférico, sería:
diámetro del átomo = 10-8 cm = 0,00000001 cm
diámetro del núcleo = 10-12 cm = 0,000000000001 cm
El diámetro del átomo es aproximadamente 10.000 veces mayor que el diámetro
del núcleo.
Si pudiéramos comparar el tamaño del átomo con una cancha de fútbol, la
cancha sería todo el átomo y el centro de la cancha representaría al núcleo.
El siguiente cuadro es un resumen de las características de las partículas
subatómicas:
Partícula Símbolo Carga Relativa Masa Relativa Masa en gramos
Electrón e - 1 0 Masa protón/1840=
9,1095 x 10-28
Protón p
+ 1 1 1,67252 x 10-24
Neutrón n 0 1 1,67495 x 10-24
Introducción a las Ciencias Naturales 45
Al átomo se lo considera eléctricamente neutro, por lo tanto, por ejemplo, si el
átomo de aluminio, cuyo símbolo es Al, tiene 13 protones, ¿cuántos electrones tendrá?
.........................................................
Al átomo se lo considera eléctricamente neutro y por lo tanto, como las partículas
subatómicas que poseen carga son los protones, con carga positiva, y los electrones, con
carga negativa, podemos decir que el átomo tiene: Igual número de protones que de
electrones.
En consecuencia, el átomo de aluminio tiene 13 electrones.
Valores que identifican a los átomos. Número atómico y número másico.
¿Qué identificará a los átomos de los elementos? ¿Serán todos
iguales? ¿Qué los diferencia? ¿Todos presentan el mismo número d e
protones y de electrones?... . . . . . . . . .
Todo átomo se identifica por dos números:
Número Atómico: Se representa por la letra Z. Es el número de protones que tiene
un átomo.
Z = número de protones = p
Como vimos, el átomo es eléctricamente neutro, el número de protones (Z) señala también el
número de electrones.
p = e
El número atómico (Z) determina las propiedades químicas del elemento.
Ejercicio: Continuemos con el átomo de aluminio, Al, vimos que tiene 13
protones, en consecuencia, ¿cuál es su número atómico? ………………………………………
Respuesta: ¡Muy bien!, su número atómico, Z, es 13.
Número Másico: Se representa por la letra A. Es la suma del número de protones
y el número de neutrones que tiene un átomo.
El número másico es igual a número de protones (Z)+número de neutrones(n)
Introducción a las Ciencias Naturales 46
A = Z + n
El número másico (A) determina las propiedades físicas del elemento.
¿Cómo haría para calcular la cantidad de neutrones que posee el átomo de aluminio, Al,
si le indican que el número másico (A) del aluminio es 27? (usted ya sabe que el número
atómico (Z=13), y que posee 13 protones)…………………………..
Sabiendo el número másico (A) y el número atómico (Z), podemos determinar el
número de neutrones que posee un átomo, ya que A = Z + n, entonces si se despejamos
n0 de la ecuación, tendremos que:
n = A – Z
Para el átomo de aluminio, n= A-Z= 27 – 13 = 14. Por lo tanto, si A= 27, tiene 14
protones.
En síntesis:
El átomo de un elemento se representa:
Por ejemplo, el siguiente esquema representa a un átomo de cloro:
Z = p
p = e
A = Z + n
n = A - Z
Cl3517
Introducción a las Ciencias Naturales 47
Cómo vemos, para el átomo de cloro, Z = 17 y A = 35, esto significa que este
átomo de cloro posee 17 protones (ya que Z = 17), 17 electrones (ya que p = e), y, 18
neutrones (porque n = A – Z).
Isótopos. Alotropía. Atomicidad
¿Los átomos de un elemento tienen que ser todos idénticos o puede haber
diferencias? ………………….
Si tomamos una muestra de un elemento cualquiera, todos los átomos presentes
tienen el mismo número atómico, es decir, el mismo número de protones. Sin embargo, el
número de neutrones (n) puede variar en algunos casos.
¿Alguna vez escucho nombrar el método de carbono-14, que se utiliza para
estimar la edad de los fósiles y de otras materias orgánicas?
Así, por ejemplo, existen átomos de carbono con 5 neutrones, otros con 6, con
7, con 8, con 9 y otros con 10 (aunque todos ellos tienen 6 protones, sino no serían
átomos de carbono). Si los representamos tendríamos:
C11
6 C12
6 C13
6 C14
6 C15
6 C16
6
A estos átomos se los denomina isótopos.
Por lo tanto podemos definir a los isótopos de la siguiente manera:
Los isótopos son átomos que, teniendo el mismo número atómico poseen, sin
embargo, distinto número de neutrones (y por tanto distinto número másico). Se los
denominó isótopos, porque ocupaban el mismo lugar en la tabla periódica, del griego iso =
mismo; topos = lugar.
En la naturaleza, no todos los isótopos se encuentran en la misma proporción.
Siguiendo con el mismo ejemplo, si tomamos una muestra de carbono, el 98,9 % de los
átomos que la integran son C 12 , es decir, la mayoría. Observe que escribimos C 12
sin especificar Z. Esta notación es también frecuente ya que el símbolo C ya nos está
Introducción a las Ciencias Naturales 48
diciendo que se trata del carbono, para el cual siempre se cumple que Z = 6 (si no, no
sería carbono).
Debido a la existencia de los isótopos es que actualmente se lo
define a un elemento químico como un conjunto de átomos con un
mismo número atómico.
¿Cómo se representan los elementos químicos?
Para representar a los elementos los químicos utiliza una representación gráfica y
abreviada de su nombre, llamada símbolos químicos. Por ejemplo:
OXÍGENO HIDRÓGENO CARBONO CLORO
Cuando escribimos el símbolo de un elemento, usamos 1 o 2 letras. Siempre la
primera es mayúscula y, si son 2, la segunda es minúscula. Ejemplo: O, oxígeno; H
hidrógeno; C, carbono; Cl, cloro; Fe, hierro.
Sabía que… el nombre de los elementos provienen de distintos orígenes, por
ejemplo: el cloro es un gas verde amarillento y su nombre deriva de la palabra griega
que significa dicho color; el uranio se vincula con una divinidad romana: Urano; el
Francio recuerda a un país: Francia y, el curio rinde homenaje a los esposos Curie.
Muchos elementos químicos llevan los mismos nombres que las sustancias
simples que forman. Por ejemplo, la palabra hierro puede designar tanto al elemento
químico como a la sustancia simple del mismo nombre.
Cuando se dice el oxígeno es un gas, nos referimos al oxígeno como sustancia
simple, pero cuando se dice el agua está formada por oxígeno e hidrógeno, se refiere
al oxígeno y al hidrógeno como elemento químico.
O H C Cl
Introducción a las Ciencias Naturales 49
Entonces...¡NO CONFUNDIR!
Elemento químico O (oxígeno)
Sustancia simple O2 (oxígeno)
Sustancia simple O3 (ozono)
Como vemos algunos elementos químicos se presentan en la naturaleza en más de una
forma con diferentes propiedades como en el caso de las sustancias simples oxígeno (O2) y
ozono (O3). El oxígeno está formado por dos átomos del elemento oxígeno, mientras que el
ozono está formado por 3 átomos del elemento oxígeno.
A pesar de que el mismo elemento forma las 2 sustancias, las propiedades del
O2 y del O3 son diferentes, el oxígeno (O2) se encuentra en aproximadamente el 21 %
en el aire seco y es indispensable para la vida; mientras que el ozono (O3), es tóxico,
tiene olor picante y se encuentra en pequeñas cantidades en las capas superiores de la
atmósfera. Es decir, que el mismo elemento químico (el oxígeno) da lugar a dos
sustancias simples distintas, llamadas variedades alotrópicas o alótropos. La propiedad
se denomina: alotropía.
Se denomina alotropía a la propiedad que poseen algunos elementos químicos de
presentarse en la naturaleza formando distintas sustancias simples. Las distintas
sustancias simples que forma el mismo elemento se denominan variedades alotrópicas
o alótropos.
Dijimos que la molécula de oxígeno está formada por 2 átomos, mientras que la
molécula de ozono está formada por 3 átomos. La cantidad de átomos que forman una
molécula se llama atomicidad.
La atomicidad es el número de átomos que forman la molécula. Para indicar la
cantidad de átomos que forman una molécula se utiliza un prefijo adecuado, como indica
el siguiente cuadro.
Aunque comparten el mismo
elemento, éste hace
referencia a sustancias
diferentes.
Introducción a las Ciencias Naturales 50
Molécula Cantidad de átomos
Monoatómica
Biatómica (o diatómica)
Triatómica
Tetratómica
Octoatómica
Poliatómica
Uno
Dos
Tres
Cuatro
Ocho
muchos
¿Y qué es una molécula?
Las moléculas se pueden clasificar en:
1 - Simples: cuando están constituidas por átomos iguales. Estas moléculas simples,
a su vez, se pueden dividir en:
a - Monoatómicas: en los casos que están formadas por un solo átomo, como en
los metales y en los gases inertes.
b - Biatómicas: cuando las constituyen dos átomos, como en los gases simples (H2,
N2, O2, F2, Cl2).
c - Poliatómicas: si están constituidas por más de dos átomos, como P4, S8,
etcétera.
Molécula es la menor partícula de una sustancia, formada por uno o más
átomos, que puede existir libre y presenta todas las propiedades de dicha
sustancia.
Introducción a las Ciencias Naturales 51
2 - Compuestas: en aquellos casos en que están formadas por átomos diferentes,
como por ejemplo: H2O (agua), NaCl (cloruro de sodio), CaO (óxido de calcio), CO2
(dióxido de carbono).
Ejercicio: ¿Cuál será la atomicidad del azufre (S8) y del agua H2O?
Respuesta: La atomicidad del azufre (S8) es igual a ocho; en el caso del agua,
constituida por un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno, su atomicidad es de tres
(triatómica).
Así como un elemento se representa por un símbolo, una molécula compuesta se
representa por unos códigos especiales llamados fórmulas químicas que sirven para
expresar qué átomos forman las sustancias.
Por ejemplo:
AGUA ÁCIDO SULFÚRICO DIÓXIDO DE CARBONO
En las fórmulas químicas figuran:
Los símbolos de los diferentes elementos que constituyen el compuesto, colocados
uno a continuación del otro, ordenados convencionalmente.
Subíndices a la derecha de cada símbolo que indican la cantidad de cada uno de los
átomos de ese elemento que forman el compuesto. Por convención, cuando la
cantidad de átomos es 1, ese número no se escribe.
La fórmula molecular es una abreviada de representar las moléculas de
las sustancias simples y compuestas.
H2O H2SO4 CO2
Introducción a las Ciencias Naturales 52
Masas de átomos y moléculas
Masa atómica relativa (A)
Usted ya sabe lo que es un átomo y cuáles son sus dimensiones, ¿cree que se
podría determinar la masa de un átomo mediante algún instrumento?
Evidentemente la masa de un átomo no se puede medir con ningún
instrumento .
Masa atómica y Peso atómico, a pesar de que son distintos conceptos, se los
utiliza indistintamente.
El número que aparece en la tabla periódica es la masa atómica relativa.
La masa atómica relativa (A) es la masa que posee un átomo comparado con otro,
que se toma como unidad, es decir, que la masa atómica relativa es un número abstracto
que indica cuántas veces es mayor la masa de ese átomo que la unidad de masa
atómica.
En el transcurso del tiempo ha ido cambiando el átomo que se toma como unidad.
A partir de1961 se acordó establecer al átomo de C-12 como patrón internacional único
para definir las masas atómicas. Se define la unidad de masa atómica (representada
como uma) a la 12 ava parte de la masa del átomo de carbono 12.
Si le preguntan que longitud tiene una calle, usted dirá, sin dudarlo, 100 metros.
Pero, ¿que significa? Significa que esa longitud es 100 veces mayor que la que se toma
como unidad, que es el metro. Además cada vez que usted menciona una longitud y
utiliza su unidad como recién, no está pensando cómo se define la unidad. Es decir, no
está pensando esta calle mide 100 veces más que el metro, que se lo define como ―la
longitud del trayecto recorrido en el vacío por la luz durante un tiempo de
1/299.792.458 segundos‖. De la misma forma, si a usted le preguntan cuál es la masa
Introducción a las Ciencias Naturales 53
atómica relativa de cualquier átomo, lo único que hará será fijarse en la tabla
periódica y responder; por ejemplo, para el sodio, la masa atómica relativa es 22,9898
uma.
Sabemos los elementos pueden tener varios isótopos. Por ello se lo define a la
masa atómica relativa de un elemento como: el promedio de las masas atómicas relativas
de todos los isótopos que forman ese elemento, teniendo en cuenta sus abundancias
relativas.
Actualmente las masas atómicas relativas se calculan utilizando un aparato
denominado espectrómetro de masa, éste nos brinda información sobre la masa de los
isótopos que forman un elemento y la abundancia relativa de cada uno de ellos.
Si se realiza la determinación de los isótopos del hidrógeno en el espectrógrafo
de masa, se obtienen los siguientes resultados:
Isótopo Peso atómico relativo
(u)
Abundancia relativa
H1
1 1,0078 99.985
H1
2 2,0141 0.01145
H1
3
3,016 7.10-16
Para determinar la Masa atómica relativa debemos usar la siguiente fórmula general:
Donde: Ni= abundancia relativa de cada isótopo
Introducción a las Ciencias Naturales 54
mi= masa atómica relativa de cada isótopo
Para el hidrógeno, la masa atómica relativa es:
Si se conoce la abundancia relativa de los isótopos de un elemento y sus masas
relativas, se puede calcular el peso atómico relativo. De esta forma se han calculado
las masas atómicas relativas que figuran en la tabla periódica.
Aunque el número másico de un isótopo y el número atómico del mismo son
siempre números enteros, la masa atómica relativa del elemento no, porque es la masa
promedio de las masas de sus isótopos.
Ejercicio: Ubique en la tabla periódica al flúor y al estaño y determine la masa
atómica relativa de cada uno de ellos.
Respuesta: flúor, F= 18,9984 uma; Estaño, Sn= 118,71 uma
Masa molecular relativa (M)
Aprendimos a sacar la masa atómica relativa, ahora aprenderemos a determinar la
masa molecular relativa.
Usted sabe que la masa atómica del oxígeno es 16 uma, ¿cómo haría para
determinar la masa molecular relativa de la molécula de oxígeno, que es diatómica,
O2.
¡Excelente!. Multiplicando por 2, ya que la molécula está formada por 2 átomos. Por lo
tanto, la masa molecular relativa del O2 es 32 uma.
Introducción a las Ciencias Naturales 55
Para determinar la masa molecular relativa se debe aplicar la
siguiente fórmula :
cantidad x relativa atómica masa relativo molecular peso o asaM
Veamos un ejemplo, determinemos la masa molecular relativa del agua, H2O:
Átomo Masa atómica
relativa = mi
Cantidad de
átomos en la
molécula de H2O
mi x cantidad
de átomos en
la molécula
Hidrógeno 1 2 2
Oxígeno 16 1 16
Masa molecular relativa =
cantidad x relativa atómica masa 18 u (2+16)
Determine la masa molecular relativa del sulfato cúprico, sal cuya fórmula es:
CuSO4 Le damos una ayudita:
Átomo Masa atómica
relativa = mi
Cantidad de
átomos en la
molécula de
CuSO4
mi x cantidad
de átomos en
la molécula
Cobre 63,5 1 …….
Azufre 32 1 …..
Oxígeno 16 4 ……
Masa molecular relativa =
cantidad x relativa atómica masa
¿La masa molecular relativa del CuSO4 le dio 159,5 uma?
Introducción a las Ciencias Naturales 56
El Mol
Si quisiéramos realizar un experimento en el laboratorio, ¿podríamos trabajar,
por ejemplo, con 5 átomos de cualquier sustancia? Lógicamente, no. Debido a ello
surgió una unidad que me permite medir de manera confiable un número considerable
de átomos (o de otras partículas).
La idea de un número para medir un número considerable de objetos es muy antigua,
por ejemplo, usted está habituado a trabajar con la docena, ¿y que es una docena?, es una
unidad que indica 12 objetos. Si hablamos de 1 docena de huevos, nos referimos a 12 huevos;
si nos aludimos a 1 docena de autos, pensamos en 12 autos.
En química existe una unidad que se utiliza para medir la cantidad de materia que se
llama mol.
El mol es la unidad de cantidad de materia en el SI1 y es aceptada
internacionalmente. El mol se define como la cantidad de materia que contiene tantas
partículas (átomos, moléculas, iones u otras partículas) como el número de átomos en
12.000 g de C-12 puro. Se ha realizado múltiples experimentos hasta determinar ese
valor, actualmente es:
1 mol = 6,022045 x 1023
Redondeando:
¡¡¡ 6,02 1023 = 602.000.000.000.000.000.000.000 = 602.000 trillones !!!
1 mol de partículas = 6,02 x 1023 partículas
Este número se conoce como Número de Avogadro, NA,en honor a Amadeo
Avogrado (1776-1856).
¿Qué tan grande es el número de Avogadro?
6,02 x 1023 pelotas de fútbol cubrirían toda la superficie de la Tierra hasta una
altura de más de 160 kilómetros.
1 SI = sistema internacional de medidas.
Introducción a las Ciencias Naturales 57
Una pila de papel que tuviese 6,02 x 1023 hojas sería tan alta que llegaría de la
Tierra al Sol, no solamente una vez, sino ¡más de 1 millón de veces!
Siga leyendo… aclararemos el concepto de mol.
Así como cuando hablamos de 1 docena queremos expresar 12, cuando hablamos de
mol, nos referimos 6,02 x 1023.
Por lo tanto:
1 docena de autos = 12 autos
1 mol de autos = 6,02 x 1023 autos
1 docena de naranjas = 12 naranjas
1 mol de naranjas = 6,02 x 1023 naranjas
Como en química trabajamos con átomos, moléculas o iones, expresamos:
1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas
1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos
1 mol de iones = 6,02 x 1023 iones
Cuando en química hablamos de mol, y no aclaramos cuál es la partícula, nos
referimos a mol de moléculas.
Ejercicio: Determine la cantidad de moléculas que hay en 2 moles de neón.
Respuesta: En dos moles de Ne hay 12, 04 x 1023 moléculas de neón, ya que = (6,02 x
1023 moléculas de Ne/ 1 mol) X 2 moles.
Masa Molar
La masa de un mol de átomos es exactamente igual a la masa atómica relativa
expresada en gramos.
La masa de un mol de moléculas es exactamente igual a su masa molecular
relativa expresada en gramos.
Introducción a las Ciencias Naturales 58
Matemáticamente para expresar la masa de un mol de átomos lo único que
debemos hacer es buscar la masa atómica en la tabla periódica y colocarle como
unidad gramos.
Ubique en la tabla periódica al fósforo, P, la masa de 1 mol es 31 g.
¿Cuál es la masa de un mol de átomos de calcio? Muy bien, la masa de un mol
de átomos de calcio es de 40 g.
Usted puede preguntarse cómo puede ser que a pesar de que en ambos casos
hemos trabajado con 1 mol las masas obtenidas sean distintas?
Veamos el cuadro siguiente a modo de ejemplo:
Objeto o
partículas Cantidad Masa total
Naranjas 1 Docena de
naranjas = 12
naranjas
1.200 g ( si cada naranja pesa 100g)
Autos 1 docena de
autos= 12
autos
16.200 kg (si cada auto pesa 1.350
kg)
Autos 1 mol de
autos=6,02 x
1023 autos
6,02x1000000000000000000000000
x 1350 = 8,127 x 1026 kg (si cada auto
pesa 1.350 kg)
átomos
de cloro,
Cl
1 mol de
átomos=6,02 x
1023 átomos
35,5 g
Moléculas
de cloro,
Cl2
1 mol = 6,02 x
1023 moléculas
71 g (35,5 g/mol X 2 mol de átomos)
Moléculas
de agua,
H2O
1 mol = 6,02 x
1023 moléculas
18 g
Introducción a las Ciencias Naturales 59
Podemos concluir que:
a - Masa de un mol de Moléculas: La masa de un mol de moléculas de una sustancia
es igual a la masa molecular relativa de dicha sustancia expresada en gramos.
Así, la masa molecular relativa del agua es 18; luego, la masa de un mol de
moléculas de agua es igual a 18 g. Es decir que 18 g de agua tienen 6,02.1023 moléculas.
La masa molecular del oxígeno es 32, entonces un mol de moléculas de oxígeno
tiene una masa de 32g; en otras palabras: 6,02.1023 moléculas de oxígeno tienen una
masa de 32 gramos.
b - Masa en gramos de una molécula: Al conocer la masa de un mol de moléculas,
resulta fácil calcular la masa de una molécula. Así, en el caso del agua, si 6,02.1023
moléculas tienen una masa de 18g, la masa de una molécula de agua será:
6,02.1023 moléculas ______18g H2O
1 molécula ________ x = 1moléc.x18g
.
6,02.1023 moléc. = 2,99.10-23gramos
Asimismo, como un mol de moléculas de oxígeno es igual a 32 gramos:
6,02.1023 moléculas________ 32g O2
1 molécula________ x= 1moléc.x32g
6,02.1023moléc = 5,32.10-23gramos.
c - Masa de un mol de Átomos: La masa de un mol de átomos de una sustancia simple
es igual a su masa atómica expresada en gramos.
Así, como la A del carbono es 12, la masa de un mol de átomos de C será igual a
12g, o sea, que en 12g de carbono hay 6,02.1023 átomos. Del mismo modo se puede
deducir que 6,02.1023 átomos de oxígeno tienen una masa de 16 g (mol de átomos de oxígeno).
Introducción a las Ciencias Naturales 60
d - Volumen Molar: A partir de la hipótesis de Avogadro se puede deducir el volumen que
ocupa un mol de moléculas de un gas en condiciones normales de temperatura y presión.
Como los gases no tienen volumen propio y éste se puede modificar variando la
presión y/o temperatura, los científicos han acordado como “condiciones normales”
(CNTP) a la temperatura de 0º C y la presión de 1 013,3 hectopascales (hPa), es decir, 1
atmósfera.
Experimentalmente se ha determinado que 1 litro de nitrógeno en CNTP pesa 1,25
gramos. A partir de este dato podemos calcular qué volumen en CNTP ocupa un mol de
moléculas de nitrógeno cuya masa es de 28 gramos:
1,25______1L
28g ______x= 28g x 1L
1,25g = 22,4L
En el caso del hidrógeno se ha establecido que 2 litros del mismo en CNTP tienen
una masa de 0,17856 gramos. Entonces, un mol de moléculas (2g) en CNTP ocupa el
siguiente volumen:
0,17856 g ______ 2L
2 g ______ x = 2g x2L = 22,4
Como sucede lo mismo con cualquier gas, se concluye que el volumen en CNTP
que ocupa un mol de moléculas es de 22,4 litros.
En consecuencia, se puede dar el siguiente concepto:
Volumen molar es el volumen ocupado por un mol de moléculas de cualquier
sustancia en estado gaseoso y en condiciones normales de temperatura y presión(CNTP).
Su valor es de22,4L.
Introducción a las Ciencias Naturales 61
Luego, un mol de moléculas de cualquier sustancia que se encuentre en estado
gaseoso y en CNTP, tiene 6,02.1023 moléculas y ocupa un volumen de 22,4L.
Así, un mol de moléculas de oxígeno está constituido por 6,02.1023 moléculas que
tienen una masa de 32g y ocupan un volumen de 22,4L a 0º C de temperatura y 1 013hPa
de presión.
Asimismo, se deduce que 22,4L de gas cloro en CNTP corresponden a 1 mol de
moléculas, o sea que contienen 6,02.1023 moléculas y tienen una masa de 71g.
En resumen, si se trata de un GAS:
Ejercicio:
Determine la masa, en gramos, de: a) 1 mol de átomos de oxígeno, b) 1 mol de
moléculas de oxígeno, c) 3,5 moles de plomo, d) 1 átomo de nitrógeno.
Respuesta: a) 1 mol de átomos de oxígeno, vemos en la tabla que la masa atómica del
oxígeno es 16, por lo tanto, 1 mol de átomos de oxígeno pesan 16 g. b) Como la masa
atómica del oxígeno es 16, y el oxígeno es diatómico, debemos multiplicarla por dos, la
masa de 1 mol de moléculas de oxígeno es 32 g. c) la masa de 3,5 moles de plomo es de
724,5 g . d) 1 átomo de nitrógeno, pesa 2,32 x 10-23 g (
átomo
gx
átomosdemol
gx
átomosx
átomosdemolg
231032,2
1
14
102302,6
1?
)
Composición Centesimal
La composición centesimal es la composición cuantitativa de una sustancia expresada
como un porcentaje (por lo general, en masa) de sus elementos, por lo tanto nos indica la
masa en gramos de cada elemento existentes en 100 gramos del compuesto,
1 mol de moléculas de cualquier sustancia = 6.02x1023
moléculas = 22.4L (si es un gas CNTP).
Introducción a las Ciencias Naturales 62
Ejemplo: Si una muestra de 1,62 g de nicotina contiene 1,20 g de carbono, 0,14 g de
hidrógeno y 0,28 g de nitrógeno. ¿Cuál será su composición centesimal?
Respuesta : La composición centesimal se calcula de la siguiente manera :
Si en 1,62 g de nicotina _______________ 0,14 g de hidrógeno
En 100 g de niotina ________________ X =
Si en 1,62 g de nicotina _______________ 1,20 g de hidrógeno
En 100 g de niotina ________________ X =
Como la muestra total es el 100 %, esto implica que:
% C + % H + % N = 100 %
% N = 100 – (% C + % H) = 100 – (82,72) = 17,28 % de nitrógeno Fórmula Mínima
Fórmula Mínima: Es la menor relación de los átomos que forman una molécula, en
función de números enteros.
La fórmula mínima se calcula a partir de la composición centesimal conocida de un
determinado compuesto, para lo cual se deberán seguir los siguientes pasos:
1) Tener la composición centesimal de la fórmula que se va a proceder a calcular:
recordar que la composición centesimal son los gramos de cada elemento por 100
g del compuesto.
2) Determinar los números de moles de cada elemento, que se obtienen dividiendo la
masa de cada elemento (de la composición centesimal) entre sus respectivos
masas atómicas relativas.
3) Los números que se obtienen en los cálculos anteriores son generalmente
decimales, y vale recordar que en cualquier compuesto, su molécula posee sus
átomos en relación de números enteros, por lo cual se deberá aplicar el siguiente
procedimiento matemático, con el fin de transformar los coeficientes decimales en
números enteros.
Vamos a observar los moles calculado en el paso anterior, de allí vamos a
determinar cuál de ellos es el menor entre todos. Para obtener los números
enteros, es decir, los moles reducidos, se procede a dividir cada uno de los
moles calculados entre el menor de los moles: el menor entre sí mismo dará
indudablemente la unidad, y frecuentemente los restantes pasan también a ser
Introducción a las Ciencias Naturales 63
números enteros. De no ser así, es una cuestión muy fácil ver por cuál de los
números enteros sencillos (2, 3, 4, ...) hay que multiplicar estos nuevos
cocientes para que todos ellos puedan pasar a ser números enteros. Recordar
que si debemos multiplicar algún mol reducido por algún número para hacerlo
entero, deberemos multiplicar también tal número por todos los moles
reducidos, pues así no se altera la relación entre los átomos del compuesto a
determinar.
4) De esta forma se llega a un grupo de coeficientes enteros pequeños que
corresponden a cada uno de los átomos que conforman el compuesto. La fórmula
que se determina con éste procedimiento es la fórmula mínima.
Continuemos con el ejemplo de la nicotina.
Ejercicio:
Dada la composición centesimal de la nicotina del problema, hallar su fórmula mínima.
Respuesta: Tomamos los porcentajes de los diferentes constituyentes y los dividimos
por las respectivos masa atómicas relativas :
Carbono:
= 6,17
Hidrógeno:
= 8,64
Nitrógeno:
= 1,23
Estos cocientes nos dan la relación en que están presentes los diferentes moles de
átomos pero, como no son enteros, no constituyen una fórmula mínima.
Para convertirlos en enteros dividimos los tres cocientes por el menor de ellos :
Carbono:
= 5,01
Introducción a las Ciencias Naturales 64
Hidrógeno:
= 7,02
Nitrógeno:
= 1,00
Obteniendo de este modo la fórmula mínima C2H7N.
Fórmula molecular
La fórmula molecular es aquella que verdaderamente representa la constitución de
un compuesto y es siempre un múltiplo entero de la fórmula mínima.
Para encontrarla es necesario conocer la masa de la fórmula mínima, o sea : la suma
de las masas atómicas de los elementos que la constituyen, y la masa molar del
compuesto, que se determina por un método físico.
El múltiplo por el que se ha de multiplicar la fórmula mínima es del cociente de ambos
pesos.
Continuando con la nicotina…
El peso molecular de la nicotina es de 162 g/mol; encontrar su fórmula molecular.
Para hallar la fórmula molecular se procede así:
Calcular la masa de la fórmula mínima (Mfm), C2H7N.
Mfm = 5 x 12 + 7 x 1 + 14 = 81 g/mol
Dividir la masa molar (M) de la sustancia por la masa de la fórmula mínima
(Mfm) para obtener un factor “n” (número de veces que la masa de la fórmula
mínima está contenida en la masa molecular).
n =
= 2
Multiplicar los subíndices de la fórmula mínima por el factor ―n‖. Así se
obtiene la fórmula molecular.
Introducción a las Ciencias Naturales 65
(C2H7N)2 = C4H14N2
Como la masa molar es de 162 g/mol, en un mol de compuesto hay 2 moles del
compuesto representado por la fórmula mínima; por tanto, la fórmula molecular será:
C10H14N2.
Introducción a las Ciencias Naturales 66
TRABAJO PRÁCTICODE AULA IV
Átomos y Moléculas. Concepto de mol. Cálculo de fórmula mínima y molecular.
1. Definir brevemente los siguientes términos: átomo, molécula, número atómico, número
másico, isótopo, alotropía.
2. Con respecto al átomo, cuáles de las siguientes afirmaciones son Verdaderas (V) y
cuales Falsas (F)?
a - El átomo se define como la unidad más pequeña con carga eléctrica neta presente
en un elemento. ( )
b - El átomo está compuesto por un núcleo atómico y una nube electrónica. ( )
c - La nube electrónica es la responsable de las propiedades físicas del átomo. ( )
d - Los protones y los neutrones se ubican en la nube electrónica y los electrones en el
núcleo atómico. ( )
e - El núcleo atómico es el responsable de las propiedades químicas del átomo. ( )
3. Leer atentamente las siguientes preguntas, reflexionar y luego responder:
a - ¿Cuáles son las partículas responsables de la masa del átomo?
b - ¿Dónde se ubican dichas partículas?
c - ¿Qué representa la letra A?
d - ¿Cómo se calcula A?
e - ¿De qué partículas dependen las propiedades químicas de los elementos
químicos?
4. Completar el siguiente cuadro e indique que elementos son isótopos:
Introducción a las Ciencias Naturales 67
Núclido 5224Cr Kr 80Br
Z 18 19
Cantidad de
protones
20 83
Cantidad de
neutrones
40 22 21 48
Cantidad de
electrones
6
A 12 209
5. El átomo de un elemento tiene A=33 y Z=15, por lo tanto el número de
partículas subatómicas que posee es:
a - 15p+ ,15n y 18e-
b - 33p+ ,48n y 33e-
c - 15p+ ,15n y 15e-
d - 15p+ ,18n y 15e-
e - 18p+ ,18n y 18e-
6. Utilizando la Tabla Periódica busca cuál es la masa de un mol (de moléculas) de
a - Calcio b - Bismuto c - Cloro
d - Bario e - nitrógeno f - neón
7. Calcular la masa molar de las siguientes sustancias:
a – Na2SO4
b – (NH4) 2CO3
c - FeCl3
Introducción a las Ciencias Naturales 68
Masas atómicas relativas (expresadas en uma): Na: 23 ; O: 16 ; N: 14; H: 1; Cl: 35,5; Fe:
56, S: 32, K: 39.
8. Completar el siguiente cuadro:
COMPUESTO
Masa molecular
relativa
Masa molar Masa de 1 molécula
Monóxido de dipotasio (K2O)
Cloruro de plata (AgCl)
Ozono (O3)
Masas atómicas relativas (expresadas en uma): Br: 79,90 ; Ag: 107,86; K: 39; Cl: 35,5
9. Calcular a cuántos moles equivalen 18 x1024 moléculas de dióxido de carbono.
10. Calcular cuántos moles de moléculas, moles de átomos, moléculas y átomos hay en
un trozo de azufre de 25 g. (considera al azufre octoatómico)
11. La masa atómica relativa del bromo es de 79,904 uma.
a - ¿cuál es la masa en gramos de un mol de bromo?
b - ¿cuántos moles y cuántos átomos hay contenidos en 134,71 g de dicho
elemento?
12. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico, H2SO4, contendrán 25 moles de este producto?
13. Completar
Introducción a las Ciencias Naturales 69
COMPUESTO
Masa (gr)
N° de moles
N° de moléculas
Monóxido de carbono (CO) 130gr
Hidróxido de Potasio (KOH) 3 moles
Cloro (Cl2) 3.01 x10 23
14. Calcula la composición porcentual de los compuestos que tienen las siguientes
fórmulas moleculares: a) C3H8, b) C2H6O.
15. El ácido carbónico es la bien conocida vitamina C. el análisis de una muestra de
vitamina C, cuyo peso es 1,27 g, dio la siguiente composición: carbono 0,521 g,
hidrógeno 0,058 g y el resto, oxígeno. Determinar la fórmula mínima de la vitamina C.
16. Calcular la fórmula mínima de un compuesto que contiene 38,65 % de Carbono, 9,68
% de H y 51,62 % de Azufre y posiblemente oxígeno.
17. La alicina es el compuesto que proporciona el olor característico al ajo. Al realizar un
análisis de este compuesto se encuentra que tiene la siguiente composición C:44.4%,
H:6.21%, S:39.5%, O:9.86%. También se encuentra que su masa molar es igual a 162
g/mol. Calcula la fórmula empírica y la fórmula molecular de este compuesto.
18. Una sustancia gaseosa contiene 48,7% de carbono, 8,1% de hidrógeno y el resto de
oxígeno. Si su densidad, medida en condiciones normales, es de 3,3 g/l ¿Cuáles serán
sus fórmulas empírica y molecular?
19. La composición centesimal del ácido láctico es: 40%C, 53,3%O y 6,7%H. Calcula la
fórmula molecular de sabiendo que su masa moler es 90 g/mol.
20. Hallar la fórmula molecular del compuesto formado por hidrógeno y
oxígeno, a part ir de los siguientes datos:
Composición centesimal: 5,88% de hidrógeno, 94,12% de oxígeno
Masa molar del compuesto: 34 g/mol
Introducción a las Ciencias Naturales 70
TABLA PERIÓDICA
Los científicos han ordenado a los elementos, de acuerdo a sus propiedades, en una tabla
denominada TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS.
Desde la antigüedad se buscaba un sistema que permitiera clasificar a los
elementos químicos conocidos en grupos relacionados sistemáticamente, aprovechando
sus propiedades comunes.
Hubo varios intentos de clasificación. Sin embargo, en la medida que se conocían
nuevos elementos, se planteaba la dificultad de ubicarlos en estos modelos. Por este
motivo se trató de elaborar nuevas propuestas y se llegó a la Clasificación Periódica
Moderna o Tabla de Mendeleiev – Moseley.
Precursores de la clasificación actual:
- Triadas de Dobereimer (1829): Ordenó a los elementos en grupos de tres en
relación a sus pesos atómicos.
- Octavas de Newlands (1866): Clasificó a los elementos en orden creciente de
sus pesos atómicos y observó que el octavo elemento respecto de uno dado, repite las
propiedades del primero.
- Tabla de Mendeleiev (1869): Clasificó los elementos de acuerdo a sus masas
atómicas crecientes, relacionándolas además con sus propiedades físicas y químicas.
La tabla de Mendeleiev incluía 63 elementos, los únicos conocidos hasta ese momento,
ordenados según sus masas atómicas crecientes. No obstante, a medida que el siglo iba
transcurriendo, nuevos elementos se iban descubriendo e invadiendo los espacios que,
acertadamente, el investigador ruso dejaba sin ocupar, prediciendo de alguna manera, la
existencia de los mismos. Así, hacia el año 1900 ya se habían incluido alrededor de 30 elementos
más.
Sin embargo, el ordenamiento seguido por Mendeleiev, adolecía de algunas irregularidades,
como por ejemplo variaciones en las propiedades esperadas en ciertos elementos. Así fue que
Moseley, en 1914, propuso colocar los elementos según el orden creciente de sus números
atómicos, con lo cual estos inconvenientes fueron superados.
Introducción a las Ciencias Naturales 71
Una vez colocados los elementos de acuerdo con esta disposición, fue posible observar la
variación gradual de las propiedades de acuerdo con un orden recurrente y cíclico, es decir,
periódico.
Esta observación, condujo a la llamada “Ley Periódica”, que manifiesta que las propiedades
químicas y físicas de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos, y a la
confección de la Tabla Periódica como una consecuencia directa de la estructura atómica de los
elementos.
Por lo tanto, podemos decir que la Tabla Periódica es una “ordenación espacial” de los
elementos y, que la ubicación de un elemento en la tabla indica sus propiedades y los tipos de
compuesto que forma.
Introducción a las Ciencias Naturales 72
La clasificación periódica agrupa a todos los elementos químicos conocidos. Algunos que no
fueron hallados en la naturaleza han sido obtenidos por reacciones nucleares, como el tecnecio, el
astato y el francio.
En la tabla periódica actual los átomos de los distintos elementos se encuentran
ordenados de acuerdo con el número atómico creciente, a partir del hidrógeno que tiene
número atómico 1, luego le sigue el helio, de Z=2, y así, sucesivamente. Esta ordenación
da origen a columnas verticales y filas horizontales.
A las columnas verticales se las denomina grupos, y, a las filas horizontales,
períodos.
Observe la tabla y cuente la cantidad de grupos y periodos que tiene:
…………………………………………………………………………………………
¿Contó 18 grupos y 7 períodos? Si no fue así revíselo.
Los grupos, como dijimos, son las 18 columnas verticales de los elementos
químicos. Para la numeración de los grupos existen dos criterios.
El sugerido por la IUPAC2 que utiliza numeración arábiga correlativa desde 1 a 18.
El tradicional, en el cuál los grupos de elementos se clasifican en elementos
representativos, utilizando para su representación números romanos seguidos de la letra
A (ejemplo IA, IIA,..), elementos de transición, utilizando para su representación números
romanos seguidos de la letra B (ejemplo IB, IIB,..)
Utilizaremos ambas formas de numeración.
Los elementos de un mismo grupo tienen propiedades físicas y químicas similares y
se diferencian de los elementos de los demás grupos.
Los elementos de un mismo período tienen propiedades que van cambiando en
forma progresiva a través de la tabla.
En la tabla periódica, los elementos que son metales se encuentran ubicados a la
izquierda de una línea diagonal escalonada remarcada que comienza con el Boro (B) y
termina con el Astato (At) (incluidos los lantánidos y los actínidos), próxima al extremo
derecho; los no metales, se encuentran a la derecha de esta línea; y, los gases nobles,
raros o inertes se encuentran ubicados en el grupo 18.
2 IUPAC: Unión Internacional de Química Pura y Aplicada.
Introducción a las Ciencias Naturales 73
Algunos de los elementos que se encuentran inmediatamente por encima y por
debajo de la diagonal escalonada remarcada se los llama metaloides o semimetales.
Poseen algunas propiedades metálicas, principalmente al estado elemental, pero
químicamente se comportan como no metales.
Observe que al hidrógeno no lo hemos coloreado.
Esto se debe a que el hidrógeno según las condiciones en que se encuentre
manifiesta propiedades de los metales o de los no metales. Bajo condiciones normales
posee propiedades no metálicas, aunque su configuración electrónica3 externa es la
misma que la de los metales del grupo IA. Y bajo condiciones de presión en extremo
elevadas, manifiesta propiedades semejantes a las del grupo IA. La molécula de
hidrógeno es diatómica, se escribe, H2.
A los elementos químicos de acuerdo a sus propiedades se los puede clasificar en:
Metales: Se caracterizan porque poseen un brillo característico, llamado brillo
metálico; son buenos conductores del calor y de la electricidad; son maleables (se los
puede trabajar formando láminas delgadas con un martillo) y dúctiles (se los puede estirar
generando hilos). A temperatura de ambiente, su estado físico es sólido, con excepción
del mercurio, que es líquido. En algunas tablas periódicas, el cesio y el galio, aparecen
cómo metales líquidos, ya que se presentan en estado líquido por encima de 28,5 °C y
3 Configuración electrónica: Distribución de los electrones en el átomo.
Introducción a las Ciencias Naturales 74
29,78 °C, que son sus respectivos puntos de fusión. Sus moléculas son monoatómicas,
por ejemplo: Fe, Cu, Ag.
No metales: Son malos conductores del calor y de la electricidad (con excepción
del grafito que es una variedad alotrópica del carbono). No son maleables ni dúctiles. A
temperatura de ambiente, su estado físico puede ser sólido (como el azufre), líquido
(como el bromo) o gaseoso (como el oxígeno). Algunos poseen moléculas monoatómicas,
como el C, otros diatómicas, el O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2; otros son tetraatómicos, como el
fósforo blanco P4, arsénico amarillo, As4; y otros son octoatómicos , como el S8, el fósforo
rojo, P8, y el arsénico gris, As8.
Gases nobles, raros o inertes: A temperatura de ambiente son gaseosos, a
presión normal son malos conductores de la electricidad y son muy poco reactivos. Los
gases raros son solamente seis, el helio (He), el neón (Ne), el argón (Ar), el kriptón (Kr), el
xenón (Xe) y el radón (Rn). Sus moléculas son monoatómicas, por ejemplo: He, Ne, Ar.
Continuemos con la tabla periódica…
Observe la tabla periódica y responda: ¿qué información puede obtener de los
elementos?........................................................................................................
Respuesta: La tabla periódica permite obtener importante información de los
elementos químicos, entre las que podemos mencionar: símbolo, nombre, número
atómico, masa atómica, estados o números de oxidación, densidad, punto de fusión y
de ebullición, estructura electrónica, estado físico, electronegatividad, potencial de
ionización, etc.
Históricamente algunos grupos tienen nombres especiales, como muestra la
siguiente tabla:
Introducción a las Ciencias Naturales 75
Grupo 1 (IA): metales alcalinos (excepto el hidrógeno)
Grupo 2 (IIA): metales alcalino-térreos
Grupo 17 (VIIA): halógenos
Grupo 18 (VIIIA): gases nobles, raros o inertes
Los elementos de transición: son los elementos que se encuentran entre el grupo
IIA y el IIIA , se los denomina así porque desde el punto de vista químico constituyen una
etapa intermedia, entre los metales muy activos, grupos IA y IIA, y los menos activos de
los grupos IIIA y IVA.
Si observa la tabla en el 6to período en el casillero correspondiente al Lantano se
acumulan 14 elementos, por ello se los llama lantánidos, y se los coloca, separados, en la
parte inferior de la tablas. Lo mismo sucede en el 7mo período con el actino, así surgen los
actínidos. Los lantánidos y los actínidos han sido unificados con el nombre de elementos
de transición interna.
En la tabla siguiente están representados: los elementos representativos, los
elementos de transición y los elementos de transición interna.
Introducción a las Ciencias Naturales 76
Ejercicio 1: ¿Alguna vez escuchó hablar del estroncio (Sr)? Seguramente no, pero
ahora, con los conocimientos que tiene de la tabla periódica podrá indicar qué tipo de
elemento es.
Respuesta: ……………………………………………..
Sigamos pensando: Nos podríamos preguntar, ¿que es lo que hace que el neón
(que tiene 10 protones y 10 neutrones en el núcleo, y 10 electrones en la corteza), y el
sodio (que tiene 11 protones y 12 neutrones en el núcleo, y 11 electrones en la
corteza) tengan propiedades tan diferentes; y, en cambio, el sodio y el potasio (este
último tiene 19 protones y 20 neutrones en el núcleo, y 19 electrones fuera de él), que
pertenecen al mismo grupo, los metales alcalinos, tengan propiedades muy
semejantes? Estos ejemplos nos muestran que las diferentes propiedades de los
átomos no son debidas, principalmente, al número de protones que tiene en el núcleo (o
al de electrones presentes en la corteza), y nos indican, que, posiblemente, es la
"organización" de los electrones en el átomo lo que determina las diferencias y las
semejanzas de propiedades entre los distintos elementos. Si esto es así, la
organización o estado de los electrones en los átomos correspondientes a los
elementos de un mismo grupo del sistema periódico debería ser muy similar.
Introducción a las Ciencias Naturales 77
Teoría del Octeto electrónico
Los electrones de un átomo se encuentran distribuidos en niveles de energía.
La región del espacio donde hay más probabilidad de encontrar a un electrón se la
denomina orbital atómico. En un orbital atómico se encuentran, cómo máximo, dos
electrones.
Los electrones del último nivel de energía se denominan electrones químicos o electrones
de valencia.
Para cualquier elemento de la tabla periódica, el período dónde se encuentra nos
indica la cantidad de niveles de energía ocupados por los electrones. Y, además, para los
grupos representativos (grupos IA al VIIIA), el grupo coincide con la cantidad de
electrones de valencia.
Por ejemplo, el sodio, Na, se encuentra en el período 3, grupo IA. Como se
encuentra en el período 3, sus electrones ocupan 3 niveles de energía, y como se ubica
en el grupo IA, posee 1 solo electrón en el último nivel de energía, es decir, posee 1
electrón de valencia.
Ejercicio: A partir de su ubicación en la tabla periódica indique cuántos niveles
de energía ocupan los electrones del bromo y cuántos electrones de valencia posee.
Respuesta: ………………………………………………………………………………………………………………………………………..
Los gases nobles tienen un comportamiento químico relativamente inerte, es decir,
prácticamente no forman compuestos. Por ello, son usados cuando se necesita una sustancia
inactiva, como en el caso del buceo a profundidad (a más de 50 m). Normalmente los buzos
utilizan, para respirar bajo el agua, en el tanque, una mezcla de nitrógeno y oxígeno a presión.
Pero, cuando bucean a grandes profundidades, donde la presión es muy alta, el nitrógeno es
absorbido por la sangre, produciendo la Narcosis Nitrogénica o borrachera de las profundidades.
Los síntomas que producen varían de manera individual. En general, se inicia con alteraciones del
estado de ánimo y del comportamiento (euforia, trastornos de la ideación, alucinaciones auditivas
o visuales, incoordinación muscular, angustia y actos incontrolados como quitarse las gafas o el
regulador). Para evitar este problema, en vez de usar nitrógeno en la mezcla, se puede sustituir
por una mezcla de oxígeno y helio. El buzo todavía obtiene el oxígeno necesario, pero el inactivo
helio que se disuelve en la sangre no causa los síntomas descriptos. El único inconveniente radica
Introducción a las Ciencias Naturales 78
en que la menor densidad de la mezcla puede cambiar el ritmo de la vibración de las cuerdas
vocales, y el buzo puede emitir sonidos similares al del pato Donald.
¿Por qué los gases nobles serán tan inactivos?
La inactividad de los gases nobles está relacionada con los electrones que poseen en su
último nivel de energía (configuración electrónica externa) o electrones de valencia.
Los electrones de valencia de cada uno de los gases nobles son los siguientes:
2He 2 e-
10Ne 8 e-
18Ar 8 e-
32Kr 8 e-
54Xe 8 e-
86Rn 8 e-
Observe que todos los gases nobles, excepto el helio, poseen 8 electrones de valencia o
electrones químicos. En el año 1916, los científicos, Walter Kossel y Gilbert Lewis, supusieron en
forma independiente, que el hecho de que los gases nobles fueran tan inactivos o estables se
debía a su configuración electrónica externa y propuso la teoría del octeto electrónico.
Teoría del Octeto electrónico: “Los átomos al reaccionar entre sí tienden a
completar la estructura del gas noble más próximo en la tabla periódica para adquirir una
estructura electrónica de mayor estabilidad”
Formación de iones
Las configuraciones electrónicas de los elementos representativos son comparables
con la de los gases nobles.
Ubique en la tabla a los elementos representativos, busque al sodio y fíjese cuál
es el gas noble que está más cerca.
Introducción a las Ciencias Naturales 79
Como observó, el sodio es un metal alcalino que se encuentra en el período 3, y el
gas noble más cercano es el neón.
Escribamos el número atómico del sodio, la cantidad de electrones de valencia
que posee, y el número atómico del neón.
Número
atómico del Na
electrones de
valencia
Número
atómico del Ne
11 1 10
¿Qué debe hacer el átomo de sodio para adquirir la configuración electrónica del
gas noble más cercano en la tabla, el neón?
Respuesta: ……………………………………………………………
El átomo de sodio es un átomo neutro, como Z= 11, significa que tiene 11 p y 11 e.
Sabemos que los protones se encuentran dentro del núcleo y los electrones en la
corteza. Si pierde un electrón, sigue teniendo 11 p, pero ahora tiene 10 e. Su carga
neta ya no es cero, sino que es +1. Ya no es más un átomo neutro, sino que se ha
transformado en una nueva especie química llamada ión, en este caso el ión tiene carga
eléctrica positiva y se llama catión. Entonces, ya no podemos hablar del átomo de
sodio, sino que debemos hablar del catión sodio, que lo representamos Na1+, o Na+. En
síntesis:
Introducción a las Ciencias Naturales 80
Los iones son especies químicas formadas por átomos (o grupo de átomos) con
carga eléctrica, si la carga eléctrica es positiva se lo llama catión. Para nombrar al catión
se coloca la palabra catión seguida del nombre del elemento.
Ejercicio: Ubique en la tabla al átomo de calcio, indique la cantidad de protones y
electrones que posee. Fíjese cuál es el gas noble que está más cerca. Escriba el
número atómico del calcio, la cantidad de electrones de valencia, y el nombre y número
atómico del gas noble más cercano. Piense, ¿cuántos electrones debería perder el
átomo de calcio para adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano?
Represente al catión calcio e indique cuántos protones y electrones tiene.
Respuesta:
…………………………………………………………………………………………………………………………………………………
……….
Los ejemplos que hemos visto son de elementos metálicos, pero, ¿qué sucedería
con un elemento que fuese no metal?
Analicémoslo para el átomo de flúor. Busque al flúor en la tabla periódica y fíjese
cuál es el gas noble que está más cerca.
Como vio, el flúor es un halógeno que se encuentra en el período 2, el gas noble
más cercano es el neón.
Escribamos el número atómico del flúor, la cantidad de electrones de valencia
que posee, y el número atómico del neón.
Número
atómico del F
electrones de
valencia
Número
atómico del Ne
9 7 10
¿Qué debe hacer el átomo de flúor para adquirir la configuración electrónica del
gas noble más cercano en la tabla, el neón?
Respuesta:………………………………………………………………………………………………………
Introducción a las Ciencias Naturales 81
El átomo de flúor es un átomo neutro, como Z= 9, significa que tiene 9 p y 9 e. Si
adquiere un electrón, sigue teniendo 9 p, pero ahora tiene 10 e (observe que queda con 8 e de
valencia, igual que los gases nobles). Su carga neta ya no es cero, sino que es -1. Ya no es más
un átomo neutro, sino que se ha transformado en ión con carga eléctrica negativa, llamado
anión. Entonces, ya no podemos hablar del átomo de flúor, sino que debemos hablar del anión
fluoruro, que lo representamos F 1-, o F -.
Observe que en para nombrar el anión, se coloca la palabra anión y se le cambia la
terminación del nombre del átomo por la terminación –uro, excepto en el caso del
oxígeno que se llama anión óxido.
Vimos que las especies químicas formadas por los átomos (o grupo de átomos) con
carga eléctrica se las denomina iones.
Si la carga eléctrica es positiva se lo llama catión, y para nombrar al catión se
coloca la palabra catión seguida del nombre del elemento.
Si la carga eléctrica es negativa se lo llama anión, y para nombrar al anión, se
coloca la palabra anión y se le cambia la terminación del nombre del átomo por la
terminación –uro, excepto en el caso del oxígeno que se llama anión óxido.
Ejercicio: Ubique en la tabla al átomo de fósforo, indique la cantidad de protones
y electrones que posee. Fíjese cuál es el gas noble que está más cerca. Escriba el
número atómico del fósforo, la cantidad de electrones de valencia que posee, y el
número atómico del gas noble más cercano. Piense, ¿cuántos electrones debería ganar
el átomo de fósforo para adquirir la configuración electrónica del gas noble más
cercano? Represente al anión fosfuro e indique cuántos protones y electrones tiene.
Respuesta: ………………………………………………………………………………………………..
En conclusión:
A los elementos de los Grupos IA, IIA y IIIA les resulta más fácil perder 1, 2 y 3
electrones, respectivamente, para asemejarse al gas noble más cercano en la tabla
periódica, que es el gas noble anterior. Por lo tanto todos estos elementos tienen
tendencia a ceder electrones y quedar cargados positivamente, formando cationes.
Introducción a las Ciencias Naturales 82
A los elementos de los grupos VA, VIA y VIIA les resulta más fácil ganar 3, 2 y 1
electrón para asemejarse al gas noble más cercano en la tabla periódica, que es el gas
noble posterior. Estos elementos tienen tendencia a ganar electrones y quedar cargados
negativamente, forman aniones.
Los elementos del grupo IVA (por ejemplo el C y el Si), tienen 4 electrones en su
último nivel y les resulta indiferente ganar o perder electrones ya que perdiendo 4
electrones adquieren la estructura del gas noble anterior y ganando 4 electrones adquiere
la estructura del gas noble posterior. Tienen un comportamiento especial que veremos
más adelante.
Ahora estudiaremos algunas propiedades periódicas
Carácter Metálico
Como vimos en el punto anterior, algunos elementos pueden ceder electrones,
mientras que otros los pueden ganar, esta tendencia a ganar o ceder electrones la
mide el carácter metálico.
Carácter metálico: mide la tendencia que tienen los átomos a ganar o ceder
electrones.
En función del análisis realizado con respecto a la posibilidad de los átomos a
ceder o ganar electrones, piense, ¿cómo variará (aumenta o disminuye) el carácter
metálico en un mismo período? ¿Cómo variará en un mismo grupo?.
Respuesta: ………………………………………………………………….
En el siguiente esquema de la tabla periódica se representa cómo varía el
carácter metálico:
Introducción a las Ciencias Naturales 83
¡A trabajar con la tabla!
Ejercicio:
a) De los siguientes pares de elementos: Ba-Mg y Ca-Zn ¿cuáles tienen
mayor carácter metálico?
b) En la Tabla Periódica ¿cuál es el elemento de mayor carácter metálico?
Radio Atómico
El tamaño de los átomos depende de su interacción con los otros átomos. Es
imposible, tomar un átomo y medir la distancia entre, el centro del núcleo de un átomo y el
nivel más externo al mismo. Por ello, se determina experimentalmente un valor que se
define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos que forman una
unión.
En la Tabla periódica se observa que:
En un mismo período, el radio atómico aumenta de derecha a izquierda (de los
gases nobles a los metales). El radio atómico disminuye en forma regular a medida que
se agregan electrones a un determinado nivel de energía. Como dentro de un mismo
período tenemos el mismo nivel de energía, al aumentar el número atómico (Z), aumenta
la carga nuclear (es decir, la cantidad de protones) y, ésto hace que sea mayor la
atracción electrónica.
En un mismo grupo, el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo.
Lógicamente al ir hacia abajo aumenta la cantidad de niveles de energía y aumenta el
radio atómico.
Introducción a las Ciencias Naturales 84
Ejercicio: Realice un esquema de la tabla periódica y represente cómo
varía el radio atómico.
Respuesta:
Recién estudiamos la formación de iones, pero, experimentalmente, para
transformar un átomo neutro en un catión ¿qué se deberá hacer?
Para transformar un átomo neutro en un catión se le debe entregar energía, por
ejemplo, en forma de calor. Así surge, el potencial o energía de ionización.
Potencial de Ionización o Energía de Ionización
Primer potencial de ionización o primera energía de ionización (EI1) es la cantidad de
energía que hay que darle a un átomo, en estado gaseoso, para arrancarle 1 electrón. Por
ejemplo; para el átomo de magnesio, lo representamos como:
Mg + energía Mg1+ +1 e-
Segundo potencial de ionización (EI2) es la cantidad de energía que hay que darle a
un átomo, en estado gaseoso, para arrancarle un segundo electrón. Por ejemplo; para el
átomo de magnesio, lo representamos como:
Mg1+ + energía Mg2+ +1 e-
Siempre EI2 es mayor que EI1
Las energías de ionización miden la fuerza con que se encuentran unidos los
electrones a los átomos. Mientras mayor sea la fuerza, mayor será la EI.
Nosotros sabemos que los metales, que se encuentran en la izquierda de la tabla
periódica forman cationes, mientras que los no metales, no. Ello significa, que cuando
se le da a los átomos energía, es más fácil arrancarle un electrón a un metal que a un
no metal, por lo tanto la EI (energía que hay que darle) es mayor para los no metales
que para los metales. En la tabla periódica la energía de ionización aumenta de
izquierda a derecha en los períodos y aumenta de abajo hacia arriba en los grupos.
Introducción a las Ciencias Naturales 85
En el siguiente esquema de la tabla periódica se representa cómo varía la energía
de ionización en la tabla:
Afinidad Electrónica
Es una medida de la capacidad que tiene un átomo en estado gaseoso de incorporar
un electrón, y transformarse en un anión. En la tabla periódica la afinidad electrónica (en
valor absoluto) varía en forma análoga al potencial de ionización.
Electronegatividad
Es una medida de la tendencia que tiene un átomo a atraer los electrones de un
enlace o unión. Esta medida es relativa, ya que fue creada por Linus Pauling4 . Se trata
de una escala que mide la electronegatividad, dónde el fluor, F, es el elemento más
electronegativo, y se le asigna el valor 4, esto significa que es el elemento que tiene más
tendencia a atraer los electrones de la unión; y el Cesio, Cs, es el elemento menos
electronegativo, con un valor de 0,8. Los gases nobles, no poseen valores de
electronegatividad, ya que al no formar compuestos, lógicamente no pueden atraer los
electrones de la “unión”.
Ejercicio: En la tabla periódica la electronegatividad varía en forma análoga al
potencial de ionización, represéntelo.
Respuesta: ………..
4 Linus Pauling: Nació en 1902 y murió en 1994. En el año 1954 recibió el Premio Nobel de la química y en 1962 le
otorgaron el Premio Nobel de la Paz.
Introducción a las Ciencias Naturales 86
Uniones o enlaces químicos:
Nunca se preguntó ¿Por qué …
algunas sustancias funden con facilidad, a bajas temperaturas, como por
ejemplo, la manteca; y otras lo hacen a elevadas temperaturas, como el cloruro de sodio
(sal común)?
el alcohol, puede pasar de líquido a vapor con bastante facilidad?
el cloruro de sodio (sal común) se disuelve bien en agua y, en cambio, no se
disuelve en otras sustancias como el benceno?
el cobre conduce bien la corriente eléctrica?
Todos estos interrogantes se relacionan con las fuerzas que mantienen unidos a los
átomos, a las moléculas y a los iones, para formar agregados de cierta estabilidad. El
estudio de la forma en que se unen los átomos puede ayudarnos no sólo a interpretar
muchas de las propiedades que presentan las sustancias, sino también a fabricar nuevas
sustancias, que no existen en la naturaleza, de propiedades que por alguna razón nos
interesen , como los medicamentos.
¿Por medio de qué partículas subatómicas se podrán unir los átomos?
Lógicamente mediante los electrones, ya que se encuentran en la zona periférica.
De todos los electrones que posea un átomo, los electrones que se encuentran en
el último nivel de energía, los electrones de valencia, son los que se unirán con otros
para formar un compuesto.
Símbolos de Lewis
Como sabemos, a los electrones del último nivel de energía se los denomina
electrones de valencia o electrones químicos. Para representarlos en forma más simple
se utilizan símbolos ideados por Lewis5, que consisten en simbolizar a los electrones del
último nivel mediante puntos.
Por ejemplo, representemos mediante los símbolos de Lewis a los átomos de litio
y de oxígeno.
5 Gilbert Lewis: químico que nació en 1875 y murió en 1946.
Introducción a las Ciencias Naturales 87
Busque en la tabla periódica a los átomos de Litio y de oxígeno, indique para
ambos el período, el grupo y la cantidad de electrones de valencia.
¿Encontró que el átomo de litio, Li, se encuentra en el período 2, grupo 1, por lo
tanto tiene 1 electrón de valencia; y el átomo de oxígeno, en el período 2, grupo 6,
por lo tanto tiene 6 electrones de valencia? Si no es así, revíselo.
La representación mediante los símbolos de Lewis de:
el átomo de litio, Li, es
el átomo de oxígeno, es
En los símbolos anteriores, cada punto equivale a un electrón. La posición de
dichos puntos es arbitraria, pudiendo estar en cualquier lado del símbolo.
Para representar a los electrones de valencia de cualquier átomo basta con fijarse
el grupo al que pertenece, colocar el símbolo y alrededor de él, tantos puntos como
electrones de valencia posee (indicado por el grupo). Al colocar el símbolo estamos
representado el resto atómico y los electrones internos.
Ejercicio: Con la ayuda de la tabla periódica complete el siguiente cuadro:
Elemento Símbolo Grupo e- de valencia
Representación según Lewis
Cloro
Sodio
Criptón
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Azufre
Fósforo
¿Recuerda la Teoría del Octeto electrónico?
Cuando un átomo se une con otro tiende a tener la misma cantidad de electrones
que el gas noble que se encuentra más cercano en la tabla periódica. ¿Cómo lo logra?
Ganando, perdiendo o compartiendo electrones con otro átomo. Depende del tipo de
átomo y de si gana, pierde o comparte electrones, el tipo o la forma de unión que se
establecerá entre ellos.
De acuerdo con el tipo de unión que posea un compuesto será su
comportamiento.
Por lo tanto, podemos definir:
La unión o enlace químico son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las
moléculas o a los iones en un cristal. También se llama unión a la atracción que ejercen
las moléculas entre sí.
Unión iónica
El cloro, es un halógeno, un gas de color amarillo verdoso, que tiene un olor
característico, irritante y asfixiante. Si se encuentra en la atmósfera, en pequeñas
concentraciones irrita las membranas mucosas y el sistema respiratorio, en grandes
concentraciones hace difícil la respiración, y puede hasta provocar la muerte.
El sodio es un metal alcalino muy reactivo, por ello no se lo encuentra libre en la
naturaleza. Al aislarlo en forma pura hay que guardarlo sumergido en aceite, ya que si
pone en contacto con el agua (o simplemente con el vapor de agua del ambiente),
Introducción a las Ciencias Naturales 89
reacciona vigorosamente, liberando gas hidrógeno, que puede inflamarse por el calor
de reacción.
Como lee, tanto el cloro como el sodio son sustancias altamente reactivas y
potencialmente peligrosas. Pero… imagine que en un recipiente que tiene cloro, deja
caer un trozo de sodio y calienta, ¡qué sucederá! Simplemente empezará a observar
la formación de una sustancia blanca llamada cloruro de sodio o ¡sal común! La sal
común es una sustancia fundamental en nuestra dieta, y no posee ninguna de las
propiedades del sodio ni del cloro. En la naturaleza esta reacción química se da de
manera espontánea.
La unión que se establece entre el cloro y el sodio se llama unión iónica. Veamos
cómo hacen los átomos para unirse. Sabemos que los átomos se unen mediante sus
electrones de valencia, y que debe cumplirse la regla del octeto electrónico.
Si el átomo de sodio de número atómico 11, tiene 1 e de valencia, si lo cede llega
a tener la configuración electrónica del Ne (gas noble más cercano en la tabla
periódica). El átomo de sodio al ceder el electrón de valencia, se transforma en un
catión, el catión sodio, Na+, y cumple con la regla del octeto.
Si el átomo de cloro (de número atómico 17) gana ese electrón (cedido por el
sodio), adquiera la configuración electrónica del Ar (gas noble más cercano en la
tabla periódica), se transforma en un anión, el anión cloruro, Cl-, y también cumple la
regla del octeto.
Introducción a las Ciencias Naturales 90
Como los aniones cloruro, Cl- , tienen carga negativa y los cationes sodio, Na+,
tienen carga positiva, se atraerán eléctricamente por ser cargas de distinto signo, y
de esta forma se unirán formando un enlace iónico.
En la unión Iónica un átomo pierde electrones y otro los acepta. Al perder o ganar
electrones, los átomos dejan de ser neutros, para transformarse en especies químicas
con carga eléctrica, llamados iones. Podemos decir que en el enlace iónico se produce
una transferencia de electrones de un átomo o grupo de átomos a otro.
La figura siguiente, extraída de Internet de la página ticat.ua.es/3r-
ESO/carrascosa-FQ-3r-ESO/libro3eso6b.PDF, el 02 de febrero de 2006,
reproduce de forma esquemática una pequeña parte de un cristal de NaCl, de dos
formas diferentes.
Observe las figuras y responda:
a) ¿cómo está formado el cloruro de sodio?
b) ¿cuál es la proporción de los iones Na+ por cada ión Cl-.
Respuestas: ……………………………………………………………………….
Las fuerzas que mantienen unidos a los iones de carga opuesta son fuerzas
electrostáticas, estas fuerzas hacen que los iones se agrupen de una manera ordenada
en un patrón llamado “red cristalina”. Este agrupamiento de iones se conoce como
compuesto iónico. En los compuestos iónicos, no existen moléculas individuales. Son
estructuras "macroscópicas" que se extienden en el espacio formando cristales. La
Introducción a las Ciencias Naturales 91
forma de dichos cristales varía de unas sustancias a otras y depende del tamaño relativo
de los iones y de su carga eléctrica. La fórmula NaCl indica que en ese compuesto por
cada catión sodio hay un anión cloruro, es decir, en un cristal de cloruro de sodio hay el
mismo número de cationes Na+ que de aniones Cl-. El NaCl recibe también el nombre de
unidad fórmula del cloruro de sodio.
En el caso de la unión entre el cloro y el sodio, la representación sería la siguiente:
Para nombrar al nuevo compuesto se coloca primero el nombre del anión (sin la
palabra anión), luego como nexo la palabra de, y finalmente el nombre del catión (sin la
palabra catión), en este caso el nombre es cloruro de sodio.
Veamos otro ejemplo, representemos la unión entre el magnesio y el flúor.
Dijimos que primero se representa los átomos mediante los símbolos de Lewis.
Luego, como el metal pierde electrones queda con carga positiva igual a la
cantidad de electrones del último nivel, como tiene 2 electrones de valencia, pierde 2 y
su carga será +2; el no metal gana electrones (hasta llegar a 8) y queda con carga
negativa, como tiene 7 electrones de valencia para llegar a tener 8 en su último nivel
debe ganar 1 electrón, por lo tanto queda con carga -1, igual a la cantidad de electrones
que ganó.
Introducción a las Ciencias Naturales 92
Nos fijamos que el compuesto quede neutro, es decir, que tenga la misma
cantidad de cargas negativas que positivas para que su suma algebraica SIEMPRE dé
cero (0). Como el átomo de flúor, F, necesita sólo 1 electrón, y el magnesio le cede 2,
necesito otro átomo de flúor (que acepte el electrón restante) por eso coloco un 2
adelante del flúor.
Finalmente, en la fórmula del compuesto la cantidad que necesitamos de cada uno
se escribe como subíndice.
Ejercicio: Atendiendo a las consideraciones anteriores, justifique las fórmulas
químicas de los siguientes compuestos iónicos, explicando su significado: cloruro de
Calcio (CaCl2), nitruro de potasio (K3N) y óxido de calcio (CaO).
Estamos trabajando con los elementos representativos, no obstante debemos
aclarar, que los elementos de transición (de los bloques d) forman compuestos de
carácter iónico, sin embargo la mayoría de los cationes simples que forman los metales
de transición no adquieren la configuración de gas noble al formar el compuesto.
Existen muchas excepciones a la regla del octeto, si quiere consultarlas ingrese
a la página: www.puc.cl/sw_educ/qda1106/CAP3/3B/3B2/index.htm , o consulte en
cualquier libro de Química General (Universitario) el capítulo de Enlaces Químicos.
Considerando las propiedades periódicas, y analizando los ejemplos dados ¿cómo
debería ser la energía de ionización de los átomos que forman una unión iónica?
La unión iónica se produce con mayor facilidad entre los elementos que tienen baja
energía de ionización (ubicados a la izquierda de la tabla periódica, los metales), y los
elementos que tienen alta energía de ionización (ubicados a la derecha de la tabla, los
no metales).
Otra de las propiedades periódicas que estudiamos fue la electronegatividad,
Considerando la electronegatividad podemos decir que dos átomos formarán un
enlace iónico mientras mayor sea la diferencia de electronegatividad entre ellos, es
Introducción a las Ciencias Naturales 93
decir, tienen mayor probabilidad de formar un compuesto iónico mientras más alejados
se encuentren en la tabla periódica. En general, podemos predecir si un enlace es
iónico o covalente calculando la diferencia de electronegatividad que existe entre los
átomos que forman la unión, y de esta forma:
Si E6 > 1,7, el enlace predominante es iónico.
Para poder realizar los ejercicios debe trabajar con la Tabla Periódica, para ello
debe buscar en la tabla las electronegatividades de los átomos que forman la unión.
En los ejemplos dados tenemos:
para el cloruro de sodio, ΔE = ECl - ENa =3,0 – 1,0 = 2,0
para el fluoruro de magnesioo, ΔE = EF – EMg =4,0 – 1,2 = 2,8
Como la diferencia de electronegatividad entre los átomos, en ambos casos, es
mayor que 1,7, los enlaces son predominantemente iónicos.
Si E < 1,7, el enlace es predominantemente covalente
Si 0,1 < E < 1,7 el enlace es covalente polar
Si 0 E 0,1 el enlace es covalente no polar
A continuación estudiaremos el enlace covalente, y veremos algunos ejemplos que
le aclararán este concepto.
Unión covalente
Estudiamos la existencia de moléculas diatómicas, como por ejemplo el Cl2,
sabemos que para que el átomo de cloro adquiera la configuración electrónica del gas
noble más cercano en la tabla periódica le falta sólo 1 electrón. ¿Cómo podría
explicarse la unión de los 2 átomos de Cl para formar la molécula Cl2.?
Una explicación sería suponer que cada átomo de cloro aporta un electrón a la
unión, de modo que el par de electrones pertenezca a ambas cortezas electrónicas,
6 E = diferencia de electronegatividad en valor absoluto.
Introducción a las Ciencias Naturales 94
obligando así a los dos átomos a permanecer unidos para que, de esa forma, cada uno
tenga 8 electrones en el último nivel de energía, tal y como se observa en el esquema
siguiente:
El par compartido de electrones de una molécula se conoce como par enlazante, y
los demás electrones que no se comparten se llaman pares no enlazantes.
Esta forma de representar la unión, se denomina diagrama de Lewis; muchas
veces se utiliza otra forma de representación denominada diagrama de líneas, que
consiste en representar cada par enlazante con un guión o línea. Para el ejemplo; la
molécula de cloro:
Cl – Cl
En el enlace covalente se comparte uno o más pares de electrones. Cuando se
comparte un solo par de electrones el enlace se denomina covalente simple, si se
comparten 2 pares electrónicos, se llama covalente doble y, si se comparten 3
covalente triple.
La molécula de cloro presenta un enlace covalente simple.
Como se trata de átomos iguales, los dos átomos de cloro atraerán por igual al par
de electrones de enlace. La diferencia de electronegatividad entre los átomos es,
lógicamente, cero (0). E = ECl - ECl= 3,0 – 3,0 = 0. A este tipo de compartición se le
conoce como enlace "covalente puro", y el enlace es no polar.
Conviene tener en cuenta que una muestra de gas cloro estaría formada por
infinidad de partículas independientes (Cl2) llamadas moléculas de cloro, de manera
que la fórmula de la sustancia simple llamada cloro no es Cl (ese es el símbolo de un
átomo), sino Cl2.
Existen dos Teorías que explican la formación del enlace covalente:
La teoría del enlace de valencia: Considera que los enlaces se forman por
superposición de los orbitales atómicos.
Introducción a las Ciencias Naturales 95
La teoría de los orbitales moleculares: La combinación de los orbitales atómicos
forma orbitales moleculares (OM) de manera que los electrones que participan en ellos
pertenecen a la molécula como un todo.
Veamos otro ejemplo:
El aire contiene aproximadamente un 70% de nitrógeno. Representemos su unión.
La molécula de nitrógeno es diatómica, N2. Para representar la unión entre los dos
átomos de nitrógeno, debemos averiguar en la tabla periódica el grupo en que se
encuentra el nitrógeno; el nitrógeno se encuentra en el grupos 5, por lo tanto tiene 5
electrones de valencia. Para cumplir con la teoría del octeto electrónico le faltan 3
electrones, por ello debe compartirlos.
Ejercicio: grafique el diagrama de Lewis para la molécula N2.
Respuesta: ……………………………….
En este caso, como en el de la molécula de cloro, si determinamos ΔE, nos
encontramos que es cero (0), al ser los dos átomos que forman la molécula, iguales. La
molécula es no polar.
Ahora analicemos cómo se produce el enlace cuando los átomos son distintos,
El ácido muriático es una solución al 10 % de ácido clorhídrico, HCl. El H es un
átomo que tiene un solo electrón, de modo que le falta un electrón solamente para tener
la estructura electrónica estable del gas noble más cercano, el He; mientras que al
átomo de Cl (con 7 electrones en el último nivel de energía) le falta también un electrón
para tener 8 en su último nivel de energía, por lo que se pueden unir para formar la
molécula de HCl mediante un enlace covalente simple aportando cada uno de ellos un
electrón.
Diagrama de Lewis:
Diagrama de líneas: HCl
Introducción a las Ciencias Naturales 96
Determinemos E para el HCl, E = E ECl – EH= 3,0 – 2,1 = 0,9. El enlace es
covalente polar. Cuando se formaba un enlace entre átomos iguales era lógico que los
átomos compartieran por igual los electrones del enlace. Pero, al tratarse de átomos
distintos, la fuerza con que son atraídos varía. Cuánto mayor es la electronegatividad del
átomo con más fuerza atrae a los pares de electrones del enlace. En el ejemplo, el cloro,
que tiene mayor electronegatividad, no consigue arrancar del todo su electrón al
hidrógeno, por lo que las cargas de ambos átomos son "parciales" y para designar este
hecho se utilizan los símbolos - y + . La molécula de HCl es una molécula polar (dos
polos) porque en ella se aprecia una zona con mayor densidad de carga negativa (-)
separada de otra con defecto de carga negativa (+).
El desplazamiento de la densidad de carga electrónica se simboliza con una flecha
cruzada sobre el diagrama de Lewis para indicar la dirección del desplazamiento, como
muestra el dibujo:
Enlace covalente coordinado o dativo
En el enlace covalente puede suceder que uno solo de los átomos aporte el par de
electrones necesarios para la unión, en este caso se dice que el enlace es covalente
coordinado o dativo.
Unión metálica
Hemos visto dos formas en que se pueden unir los átomos, la unión iónica y la unión covalente.
La unión iónica se produce, en general, entre los átomos de los metales con los de los no
metales; y a unión covalente entre los átomos de los no metales, o de los no metales con el
átomo de hidrógeno. Pero ¿cómo se unirán los átomos de los metales?
Tomemos un ejemplo, ¿cómo se unirán los átomos de sodio??
Sabemos que el sodio, Na, se encuentra en el grupo 1, por lo tanto, tiene 1
electrón de valencia, y le faltarían 7 electrones para cumplir con la regla del octeto.
Introducción a las Ciencias Naturales 97
Hay varias teorías, una de ellas, supone la compartición de 8 electrones de valencia aportados
por otros tantos átomos de sodio. Dichos electrones debido a su gran libertad de movimiento
formarían una especie de nube de electrones común a 8 cationes Na+. Si dispusiéramos de un
número muy elevado de átomos, esto se extendería a todos ellos, en todas las direcciones del
espacio, formando un conjunto de muchísimos cationes Na+ unidos entre ellos por la acción de
una nube electrónica común de carga negativa, como muestra el siguiente gráfico:
El enlace metálico puede entenderse como un enlace entre muchos iones
metálicos positivos (cationes metálicos) a través de una nube común de electrones.
Esos electrones que forman la nube se encuentran entre los cationes, en un continuo
movimiento desordenado, evitando su separación y tienen una gran libertad de
movimiento,
Cuando definimos enlace o unión química dijimos ―La unión o enlace químico es la
fuerza que mantiene unidos a los átomos en las moléculas o a los iones en un cristal.
También se llama unión a la atracción que ejercen las moléculas entre sí.‖
Hasta el momento estudiamos cómo pueden unirse los átomos, ahora
estudiaremos cómo pueden unirse las moléculas.
Uniones Intermoleculares
Antes de analizar las fuerzas intermoleculares debemos definir lo que es energía de enlace, que
es la energía que se libera cuando se rompe un enlace. Esta energía será mayor mientras más
cerca se encuentren los átomos involucrados en la unión
Las fuerzas intermoleculares se refieren a las fuerzas entre partículas individuales (átomos,
iones o moléculas) de una sustancia. Estas fuerzas son bastante débiles en comparación con las
Introducción a las Ciencias Naturales 98
fuerzas intramoleculares, es decir, los enlaces iónicos o covalentes en el interior de los
compuestos.
Por ejemplo, necesitamos suministrar:
40,7 kJ de energía para transformar un mol de agua líquida en vapor a 100
º C y 1 atmósfera de presión.
920 kJ de energía para descomponer 1 mol de vapor de agua en átomos de
hidrógeno y oxígeno.
Como vemos, la cantidad de energía necesaria para romper los enlaces entre los
átomos de Hidrógeno y oxígeno (fuerza intramolecular) es mucho mayor que la que
se necesita para romper los enlaces existentes entre las moléculas de agua y
producir un cambio de estado (fuerzas intermoleculares).
Si no existieran fuerzas intermoleculares no podrían formarse fases condensadas
(líquidos y sólidos). Estas fuerzas mantienen unidas a las partículas en los líquidos y los
sólidos.
Una forma de determinar si la intensidad de la fuerza de enlace es mediante
el valor del punto de ebullición, mientras más fuertemente unidos estén los átomos o
las moléculas, mayor será la energía que hay que entregarle al sistema para romper
los enlaces; si la energía se suministra en forma de calor, entonces la temperatura de
ebullición de la sustancia será más alta.
Hay distintos tipos de enlaces intermoleculares7, llamados fuerzas de van der
Waals a saber:
Las fuerzas de van der Waals son especialmente importantes porque están
presentes en todas las especies químicas.
Interacciones dipolo-dipolo
Entre las moléculas covalentes polares existen interacciones dipolo-dipolo
permanente, debido a la atracción que genera el extremo positivo (densidad +) de una
7 No consideraremos como enlaces intermoleculares a las interacciones que involucran iones.
Introducción a las Ciencias Naturales 99
molécula con el extremo negativo de la otra (densidad -). Son fuerzas eficaces a
distancias muy cortas.
Por ejemplo la energía promedio de interacción dipolo-dipolo es de
aproximadamente 4 kJ por mol de enlace.
Fuerzas de London o de dispersión: son las fuerzas intermoleculares más débiles
que existen y ejercen su efecto únicamente a distancias muy cortas. Estas fuerzas
son las existentes entre moléculas no polares como el O2,N2, Br2, H2, CO2, SO3 y en
los gases nobles. Las fuerzas de London se las llaman también "dipolo
instantáneo- dipolo inducido" y se generan debido a la atracción del núcleo con
carga positiva de un átomo hacia la nube electrónica de otro átomo de alguna
molécula cercana; ésta induce dipolos temporales en los átomos o en las
moléculas. En general, cuanto más grande es el número de electrones en una
molécula, más fuertes serán las fuerzas de London (ya que la asimetría
momentánea que se genera en la "nube electrónica hace dipolos más grandes”).
Como el número de electrones depende del número de átomos en la molécula y como radio
atómico depende del número de protones y electrones que contiene, la magnitud de las fuerzas
de London aumenta con radio atómico y el número de átomos presentes.
Enlace puente de hidrógeno
El agua (H2O), cuya masa molar es de 18 g, y el sulfuro de hidrógeno, H2S, que
tiene una masa molar de 32g, son dos moléculas polares. Sin embargo, a temperatura
de ambiente, el H2S es un gas, mientras que el H2O es un líquido. ¿A qué se debe esa
diferencia? A la posibilidad que tienen las moléculas de H2O de formar enlaces
puentes de hidrógeno.
Los puentes de hidrógeno son un caso especial de interacción dipolo-dipolo muy fuerte,
que se produce entre moléculas polares covalentes que poseen átomos de hidrógeno unidos a
otros átomos muy electronegativos, como el flúor, F, el nitrógeno, N y el oxígeno, O. Se cree
que ésta unión proviene del hecho de que el par de electrones de la unión covalente no se
comparte igualmente entre el átomo de hidrógeno y el átomo electronegativo (F, O o N) sino que
está desplazado hacia este último. En consecuencia, el átomo de hidrógeno desarrolla una carga
positiva y es atraído por los electrones del átomo electronegativo de la molécula vecina.
Introducción a las Ciencias Naturales 100
Los compuestos que contienen uniones hidrógeno tienen puntos de fusión, ebullición y
considerablemente mayores que aquellos compuestos en los cuales este tipo de unión es
improbable.
El hecho que el agua se expanda al congelarse también se lo atribuye a la formación de
uniones de hidrógeno.
TRABAJO PRÁCTICO DE AULA V
ENLACES QUÍMICOS
1- Describa qué le/s sucede a los electrones de valencia cuando se combinan un
elemento metálico y uno no metálico.
2- Escriba la fórmula de puntos de Lewis de los átomos siguientes: Li, B, As, K, Xe y
Al.
3- Tomando como base la posición que ocupan en la tabla periódica, prediga si el
enlace que se formara entre los siguientes pares de átomos es primordialmente
iónico o covalente. Justifique sus respuestas.
a. Ca y Cl.
b. P y O.
Introducción a las Ciencias Naturales 101
c. Br y Ca.
d. Na y I.
e. Si y Br.
4- Escriba las fórmulas de puntos de Lewis de los iones positivos y negativos de
estos compuestos: SrBr2; K2O; Ca3P2; PbCl2; Bi2O3. ¿Cuáles de estos iones no
tienen configuración de gas noble?
5- ¿Cuántos electrones comparten dos átomos en:
a. Un enlace covalente simple.
b. Un enlace covalente doble.
c. Un enlace covalente triple.
6- Escriba la fórmula de Lewis de las especies siguientes: H2; N2; I2; HCl y HBr.
7- Escriba la fórmula de Lewis de las especies siguientes: H2O; NH3; OH- y F-.
8- Muchas manchas comunes, como las de chocolate y otros alimentos grasos,
pueden eliminarse con disolventes de lavado en seco como el tetracloroetileno,
C2Cl4. ¿Es el tetracloroetileno covalente o iónico? Escriba su fórmula de Lewis.
9- Suponga que “El” es el símbolo de un elemento representativo. En cada caso
graficado, ¿En qué grupo periódico se ubica El? Justifique sus respuestas y dé un
ejemplo específico de cada uno.
a.
b.
Introducción a las Ciencias Naturales 102
c.
d.
10- Mencione la diferencia entre enlaces covalente polares y no polares. ¿Por qué la
molécula de HCl es polar y la de Cl2 no lo es?
Introducción a las Ciencias Naturales 103
Tema 4
COMPUESTOS QUÍMICOS INORGÁNICOS
Clasificación de las sustancias inorgánicas:
SUSTANCIAS SIMPLES:
O2; H2; Br2; etc.
SUSTANCIAS COMPUESTAS
Compuestos binarios:
Hidruros:
Metálicos: NaH; CaH2; etc.
No Metálicos: HCl(g); H2S(g); etc
Hidrácidos: HBr(aq); H2S(aq); etc.
Sales neutras derivadas de hidrácidos:NaCl; CaS; etc.
Óxidos:
Ácidos: CO; CO2; SO3; etc.
Básicos: Na2O; MgO; etc.
Peróxidos: H2O2; Na2O2; etc.
SUSTANCIAS COMPUESTAS
Compuestos ternarios:
Oxácidos: H2SO4; HNO3; H2CO3; etc.
Hidróxidos o bases: Ca(OH)2; KOH; etc.
Sales neutras derivadas de oxácidos (oxosales): NaNO3; CaSO4; K2CO3; etc.
Sales ácidas derivadas de hidrácidos:
KHS; NaHS; etc.
Sales de amonio derivadas de hidrácidos: NH4Cl; (NH4)2S; etc.
SUSTANCIAS COMPUESTAS
Compuestos cuaternarios:
Sales ácidas derivadas de oxácidos:KHSO3; NaHCO3; etc.
Sales básicas: MgOHNO3; CaOHCl; etc.
Sales dobles: NaKSO4; etc.
Oxosales de amonio: NH4ClO3; etc.
SUSTANCIAS INORGÁNICAS
Introducción a las Ciencias Naturales 104
Una fórmula química es una representación sencilla de la clase y número de
átomos que forman una determinada sustancia.
Los átomos se representan por su símbolo químico y, como subíndice, se coloca la
cantidad de cada uno de ellos en la molécula. Cuando existe un (1) solo átomo de un
determinado elemento, ese número se omite.
En las unidades anteriores ya se ha visto el concepto “electrones de valencia”,
recordemos…
…son los electrones de la capa más externa del átomo y, por lo tanto, los que
están disponibles para “interactuar” en una reacción química.
También vimos que los átomos podías ceder o aceptar electrones de otro átomo,
según sus propiedades químicas, así, teníamos:
Cationes: átomos que ceden electrones y, entonces, tienen con carga
positiva (+).
Aniones: átomos que aceptan electrones y, entonces, tienen carga negativa
(-).
Ahora vamos a definir otro término: el número de oxidación:
El número o estado de oxidación de un elemento que forma parte de un
compuesto, es la carga aparente con la que dicho elemento está funcionando en ese
compuesto. Los estados de oxidación pueden ser positivos, negativos ó cero.
Así:
Si un átomo pierde electrones, es decir, se transforma en CATIÓN, su número de
oxidación será POSITIVO (+).
Si un átomo gana electrones, es decir, se transforma en ANIÓN, su número de
oxidación será NEGATIVO (-).
Lea con mucha atención alguna REGLAS para trabajar con números de oxidación:
1- El número de oxidación del hidrógeno (H), en la mayoría de los compuestos, es
+1, excepto en los hidruros metálicos que es -1.
Introducción a las Ciencias Naturales 105
2- El número de oxidación del oxígeno (O), en la mayoría de sus combinaciones,
es -2, excepto en los peróxidos que es -1.
3- Los elementos del Grupo IA y IIA (elementos representativos) de la tabla
periódica, tienen número de oxidación +1 y +2, respectivamente.
4- El número del grupo al que pertenece un elemento indica su máximo número de
oxidación (excepciones, para los elementos representativos: O, F y Po).
5- El número de oxidación negativo con que actúan algunos de los elementos no
metálicos (más electronegativos) se puede determinar restando ocho (8) al
número del grupo al que pertenece. Ej. N; O; S; halógenos.
6- El número de oxidación de los átomos de las sustancias elementales o simples
es, por convención, cero (0).
7- El número de oxidación del átomo de iones monoatómicos es de igual magnitud
y signo que su carga.
IONES MONOATÓMICOS
CARGA NÚMERO DE OXIDACIÓN
Na+ +1 +1
Ca2+ +2 +2
S-2 -2 -2
8- La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de un ion
poliatómico, es igual a su carga eléctrica.
IONES POLIATÓMICOS
CARGA NÚMERO DE OXIDACIÓN
SUMA ALGEBRAICA
CO3-2 -2 -2 +4 + (-2).3 = -2
SO4-2 -2 -2 +6 + (-2).4 = -2
9- La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un
compuesto neutro, multiplicado por el número de cada átomo, es cero (0).
COMPUESTO NEUTRO NÚMERO DE OXIDACIÓN
SUMA ALGEBRAICA
KNO3
K: +1 +1 + 5 + (-2).3 = 0 N: +5
O: -2
HCl H: +1 +1 -1 = 0
Introducción a las Ciencias Naturales 106
Cl: -1
Compuestos Binarios
Son aquellos compuestos que están formados por dos elementos.
Reglas del número de oxidación cruzado para obtener la fórmula química de
los compuestos binarios:
- Dada la nomenclatura de un compuesto binario, escribir el símbolo de cada
átomo.
- Indicar arriba y a su derecha el número de oxidación correspondiente.
- Ordenar los símbolos de los elementos participantes de mayor a menor número
de oxidación, ésto es, ordenarlos de menos a más electronegativos.
- Como dijimos, en los compuestos inorgánicos neutros, la suma algebraica de
los números de oxidación, multiplicados por el número de cada átomo, debe ser
igual a 0. En esto se basa el método que implica colocar como subíndice de
cada átomo, el valor (sin signo) del número de oxidación del otro átomo.
- La fórmula química de los compuestos debe representar la menor cantidad de
átomos que permita la neutralidad, por lo que siempre que sea factible, se
divide ambos subíndices por el mayor número posible (simplificar). Para los
peróxidos y compuestos de Hg (I) no puede aplicarse.
Hidruros:
Hidruros metálicos: Son compuestos binarios formados por la combinación del
hidrógeno con metales alcalinos y alcalinotérreos (con excepción del berilio y del
magnesio).
Me + H2 MeHn
n= número de oxidación del metal.
Ej. Na + H2 NaH(g) Hidruro de sodio.
Hidruros no metálicos: Compuestos formados por la combinación de un no metal
Introducción a las Ciencias Naturales 107
con hidrógeno. Se presentan en estado gaseoso. En estos hidruros, el no metal
actúa siempre con la menor valencia.
NoMe + H2 HnNoMe
n= número de oxidación del no metal.
Ej. Cl2 + H2 2 HCl(g) Cloruro de hidrógeno
Ácidos hidrácidos:
Se originan por la disolución de ciertos hidruros no metálicos, (los cuales se
encuentran en estado gaseoso), en agua. Originan hidrácidos los elementos: flúor, cloro, bromo,
yodo (que unidos al hidrógeno forman los halogenuros de hidrógeno) y azufre.
agua
HCl(g) HCl(aq) Ácido clorhídrico
Sales binarias:
Son sales neutras derivadas de hidrácidos. Estos compuestos poseen una fórmula
química constituida por elemento metálico y elemento no metálico. La ecuación de
formación se estudiará más adelante.
Óxidos Básicos:
Resultan de la combinación de un metal con oxígeno.
4 Na + O2 2 Na2O Óxido de sodio
Óxidos Ácidos:
Resultan de la combinación de un no metal con oxígeno. En estos casos no hay
transferencia de electrones de un átomo a otro, sino que los pares de electrones se
comparten. Los no metales forman óxidos ácidos con sus números de
oxidación positivos.
Introducción a las Ciencias Naturales 108
2 N2 + 5 O2 2 N2O5 Óxido nítrico
Casos especiales:
El cromo (Cr) y el manganeso (Mn) como elementos (con número de oxidación
cero) tienen propiedades metálicas; pero cuando actúan con sus mayores estado de
oxidación (+6 para Cr ; +6 y +7 para Mn) poseen carácter no metálico, formando óxidos
ácidos y los ácidos oxácidos correspondientes.
Compuestos Ternarios
Son compuestos cuya fórmula química está constituida por tres clases distintas de
elementos.
Ácidos oxácidos:
Se originan por combinación del agua con un anhídrido u óxido ácido. Su fórmula
química contiene: hidrógeno, elemento no metálico y oxígeno.
Óxido ácido + agua oxácido
N2O5 + H2O H2N2O6 2 HNO3 Ácido nítrico
Ciertos anhídridos, tales como el fosfórico o el fosforoso, al reaccionar con el agua
pueden dar lugar a la formación de tres oxácidos distintos ya que los anhídridos pueden
reaccionar con una, dos o tres moléculas de agua.
- ¿Se anima a formular todos los oxácidos del fósforo?
Introducción a las Ciencias Naturales 109
Un caso similar al del fósforo ocurre con el boro, que puede formar dos ácidos ya
que se combina con una o dos moléculas de agua.
Y otro, muy especial, es la formación del ácido dicrómico, en donde dos moléculas
de anhídrido crómico se combinan con una molécula de agua:
- ¿Se anima a formularlo?
Bases o Hidróxidos:
Se originan por la combinación del agua con un óxido básico. Su fórmula química
contiene: elemento metálico, oxígeno e hidrógeno. El oxígeno y el hidrógeno unidos
forman una especie iónica llamada ión oxhidrilo o hidroxilo: (OH-).
Óxido básico + agua Base ó Hidróxido
Ca + H2O Ca(OH)2 Hidróxido de calcio
Sales neutras derivadas de oxácidos:
Se obtienen de la reacción entre un oxácido y un hidróxido, además, se obtiene
agua. Su fórmula química posee: metal, no metal y oxígeno.
Oxácido + Hidróxido Sal neutra + agua
2 HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + 2 H2O Nitrato de calcio
Sales ácidas derivadas de hidrácidos:
Resultan del reemplazo parcial de los hidrógenos de un hidrácido por átomos
metálicos. Se forman con hidrácidos que presentan dos o más hidrógenos en su
molécula Su fórmula química contiene elemento metálico, hidrógeno ácido (son
aquellos que pueden desprenderse como H), y elemento no metálico.
Introducción a las Ciencias Naturales 110
NaOH + H2S NaHS + H2O Sulfuro ácido de sodio
Sales de amonio derivadas de hidrácidos:
Son compuestos cuya fórmula química contiene hidrógeno, nitrógeno y elemento
no metálico. El hidrógeno con el nitrógeno forman una unidad: ión amonio (NH4+).
NH3 + H2O NH4OH
NH4OH + HCl NH4Cl + H2O Cloruro de amonio
Compuestos Cuaternarios
Sales ácidas derivadas de oxácidos:
Resultan del reemplazo parcial de los hidrógenos de un ácido por átomos
metálicos. Se forman con ácidos que presentan dos o más hidrógenos en su molécula.
Su fórmula química contiene metal, no metal, hidrógeno ácido y oxígeno.
KOH + H2SO4 KHSO4 + H2O Sulfato ácido de potasio
NaOH + H3PO4 NaH2PO4 + H2O Sulfato diácido de sodio
Sales básicas:
Resultan de reemplazar parcialmente los oxhidrilos de un hidróxido por los aniones
de un ácido. Se forman con hidróxidos que tienen más de un oxhidrilo en su molécula.
Su fórmula química contiene metal, hidrógeno, oxígeno y no metal.
Ca(OH)2 + HCl CaOHCl + H2O Cloruro básico de calcio
Sales dobles:
Resultan de sustituir los hidrógenos de un ácido por átomos metálicos distintos. Su
fórmula contiene metal 1, metal 2, oxígeno y no metal.
KOH + NaOH + H2SO4 KNaSO4 + 2 H2O Sulfato doble de sodio y potasio
Oxosales de amonio:
Introducción a las Ciencias Naturales 111
Son compuestos en cuya fórmula están contenidos hidrógeno y nitrógeno,
formando al ión amonio, oxígeno y no metal.
NH4OH + HNO3 NH4NO3 + H2O Nitrato de amonio
Balanceo de ecuaciones químicas
Como habrá observado, varias reacciones poseen número enteros ubicados
DELANTE de los compuestos involucrados en la misma. Esto responde a la Ley de
conservación de masas o Ley de Lavoisier, que dice: “En un sistema cerrado en el que
se produce una reacción química, la masa total se mantiene constante”.
Es decir que las sustancias reaccionantes y los productos de la reacción deben
constar con igual número de átomos para cada elemento presente en la reacción: eso se
llama “balancear una reacción química”.
Por ejemplo:
Ca + O2 CaO no es una reacción balanceada, ya que de un lado de
la flecha tenemos 1 átomo de calcio y 2 átomos de oxígeno, y del otro lado, tenemos 1
átomo de calcio y 1 de oxígeno. Para balancear esta ecuación debemos contar cuántos
átomos de cada elemento tenemos de un lado de la flecha y colocar la misma cantidad
del otro lado… pero… SIN MODIFICAR LA FÓRMULA DEL COMPUESTO QUÍMICO.
Así:
2 Ca + O2 2 CaO ahora sí está balanceada pues hay:
- 2 átomos de calcio y 2 átomos de oxígeno de un lado
- 2 átomos de calcio y 2 átomos de oxígenos del otro lado.
Esto es válido para TODAS las reacciones químicas vistas.
Introducción a las Ciencias Naturales 112
Nomenclatura de compuestos inorgánicos
Compuesto
Binario/
ternario/
cuaternario
Elementos
Hidruros
metálicos
Binario H ; M Hidruro + M
Hidruro no
metálico
Binario H ; nM nM + uro
Hidrácidos Binario H ; nM(aq) Ac. + nM +
hídrico
Compuesto Binario/
ternario/
cuaternario
Elementos Clásica y
moderna
Sistemático
de stock
Estequiométrico
Sales
binarias de
hidrácidos
M/ c/1nºO
Binario M ; nM nM + uro + M Idem
clásica.
Sales
binarias de
hidrácidos M
c/2nºOx
Binario M ; nM nM + uro + M
+ oso/ico
nM + uro +
M + (I/II)
Óxidos
básicos
c/1nºOx
Binario O ; M Oxido de M Idem clásica Mono/di/tri oxido
de + M mono se
omite en M
Óxidos
básicos
c/2nºOx
Binario O ; M Oxido de M +
oso/ico
Oxido de M
+ (I/II)
Mono/di/tri oxido
de + mono/di/tri
de + M mono
se omite en M
Introducción a las Ciencias Naturales 113
Óxidos
ácidos
c/1nºOx
Binario
O ; nM
Anhídrido +
nM + ico
Oxido de
nM
Mono, di, tri
oxido de +
mo,di,tri + nM
mono se omite
en nM
Óxidos
ácidos
c/2nºOx
Binario
O ; nM
Anhídrido +
nM + oso/ico
Oxido de +
nM + (I/II)
Mono, di, tri
oxido de + mono,
di, tri + nM mono
se omite en nM
Compuesto Binario/
ternario/
cuaternario
Elementos Clásica y
moderna
Sistemático
de stock
Estequiométrico
Ácidos
oxácidos
c/1 n de Ox
Ternario
H ; nM ; O
Se cambia
anhídrido
por ácido +
nM + ico
Acido +
oxo/dioxo/tri
+oxo + mono,
di, tri +nM +
ico
Mono + nM
se omite
Ácidos
oxácidos
c/2 n de O
Ternario
H ; nM ; O
Se cambia
anhídrido
por ácido +
nM + oso/ico
Acido +
oxo/dioxo/tri
+oxo + mono,
di, tri +nM +
ico
Mono + nM
se omite
Bases o
hidróxidos
c/1nºOx
Ternario
M ; O ; H - -
(HO)-
Hidróxido +
de + M
Idem clásica
Introducción a las Ciencias Naturales 114
Bases o
hidróxidos
c/2nºOx
Ternario
M ; O ; H - -
(HO)-
Hidróxido +
de + M +
oso/ico
Hidróxido +
de + M + (I/II)
Oxosales
neutras c/ M
1nºOx
Ternario
M ; O ; nM
Oxácido -
ácido +
oso/ito + de
+M
Idem clásica
Oxosales
neutras c/ M
2nºOx
Ternario
M ; O ; nM
Oxácido , -
ácido +
ito/ato + M +
oso/ico
Mono,di,tri +
oxo + nM +
ato + (I/II) +
de + M + (I/II)
mono se
omite en nM
Oxosales
neutras c/ M
1nºOx
Ternario
M ; O ; nM
Ídem
clásica
anterior c/1
nº de O
Oxosales
neutras c/ M
2nºOx
Ternario
M ; O ; nM
Oxácido -
ácido +
oso/ito + de
+M + (I/II)
Sales ácidas
de
hidrácidos
Ternario
M ; H ; nM
Bi + clásica
neutra
Sales ácidas
de
hidrácidos
Ternario
M ; H ; nM
Acido +
clásica
neutra
Sales ácidas
de
hidrácidos
Ternario
M ; H ; nM
Hidrógeno +
clásica
neutra
Compuesto Binario/
ternario/
cuaternario
Elementos Clásico y
moderna
Sistemático
de stock
Estequiométrico
Introducción a las Ciencias Naturales 115
Sales
ácidas de
oxácidos
Cuaternario M ; + H ; O ;
nM
Bi + clásica sal
neutra
Mono,di,tri +
oxo + nM
(I/II) + de
hidrogeno y
M + (I/II)
mono se
omite en M
Sales
ácidas de
oxácidos
Cuaternario M ; + H ; O ;
nM
Clásica +
interponer
ácido + M
Sales
ácidas de
oxácidos
Cuaternario M ; + H ; O ;
nM
Hidro + clásica
neutra
Sales
ácidas de
oxácidos
Cuaternario M ; + H ; O ;
nM
Hidrógeno +
clásica neutra
Sales
ácidas de
oxácidos
con tres o
más H
ácidos
Cuaternario M ; + 2/3H ; O
; nM
Mono/di/tri +
ácido + clásica
neutra
Oxo,di,tri +
oxo + nM +
ato + (I/II) +
mono,di,tri +
de hidrógeno
+ M + (I/II)
mono se
omite en M
Sales
ácidas de
oxácidos
con tres o
más H
ácidos
Cuaternario M ; + 2/3H ; O
; nM
Mono/di/trihidro
+ clásica sal
neutra
M = nombre del metal nM = nombre del no metal
Introducción a las Ciencias Naturales 116
TRABAJO PRÁCTICO VI
FÓRMULAS QUÍMICAS
1- Dados los siguientes pares de elementos, indique la reacción química que
ocurre entre ellos y el compuesto que se forma. En el caso en que el elemento
tenga más de un número de oxidación, escriba todos los compuestos que
puedan formarse:
a) Potasio y oxígeno
b) Calcio e hidrógeno
c) Plomo e hidrógeno
d) Azufre y oxígeno
e) Iodo y oxígeno
f) Bromo e hidrógeno
g) Nitrógeno y oxígeno
h) Níquel y oxígeno
i) Fósforo y oxígeno
j) Manganeso y oxígeno
k) Magnesio y oxígeno
l) Hierro y oxígeno
2- Escriba todas las nomenclaturas posibles para los compuestos anteriores
3- Seleccione cinco (5) ÓXIDOS BÁSICOS y forme, con ellos, los respectivos
HIDRÓXIDOS. Nómbrelos.
4- Seleccione cinco (5) ÓXIDOS ÁCIDOS y forme, con ellos, los respectivos
ÁCIDOS OXOÁCIDOS. Nómbrelos.
5- Dada una nomenclatura de ácidos oxácidos, escriba la ecuación de formación
de los mismos y su fórmula química. Luego, escriba todas las demás
nomenclaturas posibles:
- Ácido perclórico:
- Ácido trioxoyódico:
- Ácido oxobrómico:
- Ácido arsenioso:
Introducción a las Ciencias Naturales 117
6- Dadas las siguientes fórmulas químicas de ácidos oxácidos, escriba la ecuación
de formación de los mismos y todas las nomenclaturas posibles para cada uno
de ellos.
- HNO3:
- HClO2:
- HIO:
- H2SO3:
7- Dada una nomenclatura de hidróxidos, escriba la ecuación de formación de los
mismos y su fórmula química. Luego, escriba todas las demás nomenclaturas
posibles:
- Hidróxido de hierro (III):
- Hidróxido de Magnesio:
- Hidróxido estannoso:
- Hidróxido áurico:
8- Dadas las siguientes fórmulas químicas de ácidos oxácidos, escriba la ecuación
de formación de los mismos y todas las nomenclaturas posibles para cada uno
de ellos.
- Fe(OH)2:
- Ni(OH)3:
- NaOH:
- Pb(OH)4:
9- Dadas las siguientes ecuaciones químicas, obtenga las correspondientes sales
neutras, balancee y nómbrelas según todas las nomenclaturas posibles.
- Mg(OH)2 + H2CO3 →
- AgOH + H2SO4 →
Introducción a las Ciencias Naturales 118
- Al(OH)3 + HNO2 →
- Pb(OH)4 + HMnO4 →
10- Dadas las siguientes ecuaciones químicas, obtenga las correspondientes sales
ácidas, balancee y nómbrelas según todas las nomenclaturas posibles.
- Ca(OH)2 + H3PO4 →
- NaOH + H2CO3 →
11- Dadas las siguientes ecuaciones químicas, obtenga las correspondientes sales
básicas, balancee y nómbrelas según todas las nomenclaturas posibles.
- Au(OH)3 + HNO3 →
- Co(OH)2 + H2S →
RECUERDE BALANCEAR TODAS LAS REACCIONES QUÍMICAS
Introducción a las Ciencias Naturales 119
REACCIONES QUÍMICAS
Ley reconservación de la masa o ley de Lavoisier
Alguna vez se preguntó ¿Por qué se oxida el hierro? El hierro se oxida porque está en
contacto con el oxígeno, obteniéndose una sustancia que posee distintas propiedades
que el oxígeno y el hierro, un óxido, en este caso el óxido férrico, además, se libera
energía. ¿Qué sustancias teníamos antes de que se produjera el cambio? ¿Qué
sustancias obtuvimos después de cambio? ………………………………..
Antes del cambio químico o reacción química, teníamos hierro y oxígeno, que se
los llama sustancias reaccionantes o reactivos; después del cambio obtuvimos, óxido
férrico, que se lo denomina producto de la reacción.
Una reacción química se origina cuando una o más sustancias se transforman en
una o más sustancias diferentes. Las sustancias iniciales se llaman reactivos o
sustancias reaccionantes y las sustancias que se obtienen se denominan productos
de la reacción. En una reacción química se produce sólo una reubicación de todos los
átomos presentes. Es como si se desarmaran las uniones de los reactivos y nos
quedaran sólo los átomos, y, éstos se unieran formando nuevos productos.
Las reacciones químicas se expresan mediante ecuaciones químicas. Para
escribir una ecuación química se colocan a la izquierda las sustancias reaccionantes,
luego, una flecha que se lee “se transforma/n” y, finalmente, a la derecha los productos
de la reacción.
Sustancias Reaccionantes o reactivos Productos de la reacción
Esta ecuación se lee: las sustancias reaccionantes se transforman en los
productos de la reacción. Para el ejemplo mencionado podemos escribir:
El hierro reacciona con el oxígeno para formar óxido férrico. Pero… en química,
escribimos mediante los símbolos de los elementos y las fórmulas.
En general escribimos:
A + B C + D
Introducción a las Ciencias Naturales 120
Donde A y B son las sustancias reaccionantes y, C y D, son los productos que
pueden ser átomos, moléculas o iones.
Como dijimos, en una reacción química se produce una reordenamiento de los
átomos, en otras palabras, los átomos no se crean ni se destruyen; en consecuencia, la
ecuación química que representa la reacción química debe ser balanceada, es decir,
debemos tener la misma cantidad de átomos del lado izquierdo de la ecuación que del
lado derecho. Por lo tanto, en un sistema aislado, la masa de las sustancias
reaccionantes debe ser igual a la masa de los productos de la reacción, lo que se
conoce como Ley de Conservación de la masa o ley de Lavoisier8, y se lo representa
por:
reaccion la de productos Masas tesreaccionan sustancias Masas
Ejercicio: Escriba la ecuación que representa la reacción entre el oxígeno y el hierro para
formar el óxido férrico.
Repuesta: ………….
A fin de proporcionar mayor información al escribir una ecuación química, se
suele anotar el estado físico de los reactivos y de los productos mediante las
abreviaturas g, l y s entre paréntesis para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido,
respectivamente. El estado de vapor se indica con la letra v. En el caso en que la
sustancia se encuentre en solución acuosa se escribe, entre paréntesis, ac, que indica
ambiente acuoso.
Por ejemplo, la combustión del gas natural. El gas natural es una mezcla de
diversas sustancias, siendo el metano, CH4, el componente principal. La ecuación que
describe la reacción del metano con exceso de oxígeno es:
8 Lavoisier, Antoine Laurent (1743-1794). Nacido e n Francia, estudió simultáneamente leyes y ciencias, en especial,
química. Entre otras cosas, descubrió la composición del aire y enuncio su teoría sobre la indestructibilidad de la
materia “nada se crea, todo se transforma”.
Introducción a las Ciencias Naturales 121
CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O(g)
Los cambios que se producen en las reacciones no incluyen la posibilidad de
que un elemento se transforme en otro elemento, ya que esto implicaría una
modificación en el núcleo, fenómeno que no alcanza a producirse en las
reacciones químicas.
Ejercicios:
1. Indique que subíndices se usan en las ecuaciones químicas para indicar que un
reactivo o producto está en estado gaseoso, líquido, sólido o en solución
acuosa.
Respuesta: ……………………………………..
2. Describa con palabras el significado de la siguiente ecuación:
2 Al (s) + 3 O2 (g) ———> 2 Al2O3 (s)
3. Dada la transformación química representada en la siguiente ecuación:
2 NO (g) + O2 (g) ———> 2 NO2 (g)
¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas?
a) La reacción se inicia por calentamiento.
b) Dos moléculas de óxido nítrico reaccionan con una molécula de oxígeno para
formar dos moléculas de dióxido de nitrógeno.
c) La reacción se completa en pocos minutos, después de mezclar los reactivos.
d) En esta reacción todas las sustancias son gases.
e) Esta reacción ocurre al chocar dos moléculas de NO con una molécula de O2.
f) 2 moléculas de NO(g) reaccionarán con 3 moles de O2(g)
Clasificación de reacciones químicas
Existen muchas maneras de clasificar las reacciones químicas. Una clasificación
requiere establecer un criterio preciso, en base a características comunes, que permita
formular predicciones y conocer excepciones a un comportamiento uniforme general.
A continuación se presentan algunos criterios y clasificaciones:
De acuerdo a las fases en que se verifican las reacciones pueden ser:
Homogéneas (cuando los reactivos y los productos se encuentran en la misma fase).
Introducción a las Ciencias Naturales 122
Por ejemplo, reacciones que involucran gases (oxidación del SO2 para formar SO3)
Heterogéneas (cuando en el sistema hay distintas fases).
Las mismas pueden ocurrir entre un gas y un sólido (oxidación de un metal en
aire); entre un líquido y un sólido (ataque del HNO3 sobre CaCO3 ); entre un gas y
un líquido, o entre dos sólidos.
Considerando la naturaleza de las especies que intervienen, pueden ser:
Moleculares (se consignan moléculas)
Iónicas (se consignan iones)
En relación al equilibrio:
Irreversibles (conversión total). Transcurren en un solo sentido con consumo
total de al menos uno de los reactivos. Se indica con una sola flecha en la
ecuación química.
Ejemplo: CaO + H2O Ca(OH)2
Reversibles (se llega al equilibrio antes de que se alcance el 100 % de
conversión). Se indica con doble flecha.
Ejemplo: CaCO3 + calor CaO + CO2 Sistema cerrado
NH3 + H2O NH4OH
De acuerdo al intercambio energético:
Reacciones exotérmicas: Cuando se transfiere energía del sistema inicial al medio ambiente, como en el caso de la mayoría de las reacciones de combustión.
Ejemplo: 2H2 + O2 2H2O + calor (ΔH=116Kcal)
Reacciones endotérmicas: Cuando se transfiere energía del medio ambiente al sistema, como en el caso de la fusión del hielo.
Ejemplo: Al2O3 + calor (ΔH= 399 Kcal) 2 Al + 3/2 O2
La energía desprendida o absorbida puede ser en forma de energía luminosa,
eléctrica, etc, pero habitualmente se manifiesta en forma de calor. El calor desprendido o
absorbido en una reacción química, se llama calor de reacción y tiene un valor
característico para cada reacción, en unas determinadas condiciones de presión y
temperatura.
Podemos considerar el tipo de compuesto que se obtiene como producto, por
ejemplo:
Reacciones con formación de sales y agua.
Introducción a las Ciencias Naturales 123
Reacciones con formación de gases.
Reacciones con formación de sustancias que precipitan.
Reacciones con formación de sustancias con cambio de número de oxidación.
Teniendo en cuenta este comportamiento, las reacciones químicas se pueden
clasificar en:
1. Reacciones de combinación o síntesis
2. Reacciones de descomposición
3. Reacciones de desplazamiento o sustitución
4. Reacciones de doble desplazamiento
5. Reacciones de neutralización
6. Reacciones redox
Estudiaremos sólo algunas de estas reacciones.
Ejercicio: ¿Cual es la diferencia entre las transformaciones químicas reversibles y
las irreversibles? ¿Con qué signo indicamos en las ecuaciones químicas, que se trata
de una reacción irreversible o no?
Respuesta: ………………..
1- Reacciones de combinación o síntesis
a. Las reacciones en las que dos o más sustancias se combinan para formar un
compuesto se llaman reacciones de combinación. Incluyen:
combinación de dos elementos para formar un compuesto,
combinación de un elemento y un compuesto para formar un nuevo
compuesto, y,
combinación de dos compuestos para formar un nuevo compuesto.
Por ejemplo:
Introducción a las Ciencias Naturales 124
Ejercicios:
1. Escriba ecuaciones balanceadas en las que se indique la combinación de los
siguientes metales del grupo IA con los no metales del grupo VII A. a) Li y
Cl2, b) K y F2, y c) Na e I
2.
2. Complete e iguale las siguientes ecuaciones químicas:
a- ............. + ........... ———> Na2O (s)
b- Ag2O(s) + H2O(l) ———>
c- CO2(g) + MgO(s) ———>
d- SiO2(s) + H2O(l) ———>
e- CO(g) + ............ ———> CO2 (g)
f - ............ + H2(g) ———> HBr (g)
g- S8 (s) + ........... ———> SO2 (g)
3. Escriba e iguale las ecuaciones químicas que representan las siguientes
reacciones químicas:
A) Síntesis del óxido ferroso.
B) Síntesis del dióxido de carbono.
C) El azufre, S8, se combina con el hidrógeno, H2, para formar sulfuro de
hidrógeno.
D) El dióxido de azufre se combina con el oxígeno, para formar trióxido de
azufre.
Introducción a las Ciencias Naturales 125
2- Reacciones de descomposición
Son aquellas reacciones en las que un compuesto se descompone, por acción
de un agente físico (calor, electricidad, luz), para producir:
dos elementos,
un elemento y uno o más compuestos, y
dos o más compuestos.
Por ejemplo:
Ejercicio:
Complete e iguale las siguientes ecuaciones químicas:
a) CaO (s) + calor
b) MgCO3(s) + calor
c) Ca(HCO3) 2 (s) + calor
d) (NH4) 2CO3 (s)+ calor
e) NaOH(s) + calor
f) H2CO3 (ac) + calor
3 –Reacciones de desplazamiento o sustitución
Las reacciones en las cuales un elemento desplaza a otro elemento en un
compuesto se llaman reacciones de desplazamiento.
Para saber si se produce la reacción debemos trabajar con la tabla de potenciales
de oxidación.
Introducción a las Ciencias Naturales 126
SERIE DE ACTIVIDAD
Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Cu Hg Ag Pt Au
Los elementos que poseen mayor potencial de oxidación se oxidan con mayor
facilidad (pierden electrones) para dar iones positivos.
Existen distintos casos:
Introducción a las Ciencias Naturales 127
Cualquier metal alcalino (grupo 1ª) reacciona con el agua produciéndose una reacción de desplazamiento.
2 Na(s) + 2 H2O(l) 2 NaOH(ac) + H2(g)
Un halógeno desaloja de su sal a otro halógeno
Cualquier halógeno desplaza a los halógenos menos
electronegativos (más pesados) de sus sales binarias (la electronegatividad
de los halógenos disminuye al descender en el grupo).
2 KBr(ac) + Cl2(g) 2 KCl(ac) + Br
2(l)
Ejercicios:
1. Indique cuál de las siguientes sustancias puede desplazar al hidrógeno cuando
se coloca una pieza de metal en solución diluida de H2SO4 : Zn y Ag.
2. Indique cuál de los siguientes metales puede desplazar al cobre en una
solución acuosa de sulfato de cobre (II): Hg y Fe.
Introducción a las Ciencias Naturales 128
3. Escriba e iguale las ecuaciones químicas que representan las siguientes
reacciones químicas:
a) cloro + bromuro de potasio
b) ácido sulfúrico + aluminio
c) potasio + agua
4- Reacciones de doble desplazamiento o doble sustitución
Son aquellas en las cuales dos compuestos reaccionan para dar otros dos
nuevos compuestos sin que se produzca cambio en el número de oxidación. Con
frecuencia se describen como reacciones en las cuales los iones de los dos compuestos
simplemente cambian de compañero.
Hay muchos tipos, describiremos muy brevemente las reacciones entre sales o de
precipitación:
Es cuando reaccionan dos sales que se encuentran en solución acuosa y se
forma un sólido insoluble que se separa de la solución llamado precipitado.
Por ejemplo:
Ejercicio:
Escriba e iguale las ecuaciones químicas que representa la siguiente reacción química:
nitrato de plata + cloruro de potasio, dando sal insoluble de plata
5- Reacciones de neutralización
Es la reacción entre una sustancia ácida y una sustancia básica con la formación
de sal y generalmente agua.
El rasgo esencial de una reacción de neutralización es la transferencia de
protones y en particular la transferencia de un protón desde el H+ al OH-. Por ejemplo en
Introducción a las Ciencias Naturales 129
la neutralización del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio para formar cloruro de
sodio, cuya ecuación redesarrolla más abajo.
La neutralización puede ser:
total, cuando se forman sales neutras, o
parcial, cuando se forman sales ácidas o básicas.
Veremos un ejemplo de neutralización total,
NaOH(ac) + HCl(ac) NaCl(s) + H2O(l)
Es la reacción entre un ácido y una base con la formación de sal y generalmente agua.
Ejercicio:
Complete e iguale las siguientes ecuaciones de neutralización:
a) H2SO4(ac) + ......... KHSO4 (ac) + H2O(l)
b) HNO3(ac) + Mg(OH)2(ac)
6- Reacciones de óxido-reducción o redox
Muchos procesos que ocurren en la naturaleza o en los seres vivos son un tipo
especial de reacción química llamadas reacciones de óxido-reducción o redox, como la
corrosión de los metales, la respiración, la fotosíntesis y la fermentación.
Las reacciones de óxido-reducción o redox implican una transferencia de
electrones, ya sea parcial o totalmente de un átomo a otro. A la pérdida de electrones
se lo denomina oxidación, mientras que la ganancia de electrones se llama reducción.
La oxidación y la reducción son procesos complementarios. Siempre ocurren
simultáneamente y en cantidades iguales: la cantidad de electrones que pierde una
sustancia debe ser ganados por otra.
130 Introducción a las Ciencias Naturales
TRABAJO PRÁCTICO DE AULA VII
REACCIONES QUÍMICAS
1. Dadas las siguientes reacciones:
a) H2SO4(ac) + 2 KOH(ac) K2SO4(ac) + 2 H2O(l)
b) Rb(s) + Br2(l) 2 RbBr(s)
c) F2(g) + 2 KI(ac) 2 KF(ac) + I2(s)
d) SiO2(g) + CaO(s) CaSiO3(s)
e) S(s) + O2(g) SO2(g)
f) BaCO3(s) CO2(g) + BaO(s)
g) HgS( s) + O2(g) SO2(g) + Hg(l)
h) H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2
i) Pb(s) + 2 HBr(ac) PbBr2(s) + H
2(g)
j) CaCO3 + calor CaO + CO2 (sistema cerrado)
131 Introducción a las Ciencias Naturales
k) H2SO4 + 2 NaCl 2 HCl + Na2SO4
l) H2S + 2 AgOH Ag2S + 2 H2O
m) N2O
5(s) + H
2O(l) 2 HNO
3(ac)
n) CO(g) + H2O(l) H
2(g) + CO
2(g)
o)
* Identifique las reacciones de doble desplazamiento.
* Identifique las reacciones de óxido-reducción.
. * Identifique las reacciones de descomposición.
* Identifique las reacciones de combinación.
* Identifique las reacciones de desplazamiento.
2. Escriba e iguale las ecuaciones químicas que representan las siguientes reacciones
químicas:
a) Síntesis del trióxido de azufre
b) Oxidación del dióxido de azufre
c) nitrato de plata + cromato de potasio, dando sal insoluble de plata
d) descomposición térmica del clorato de sodio
e) Síntesis del óxido férrico
f) cloro + bromuro de potasio
g) ácido sulfúrico + aluminio
h) litio + agua
i) nitrato de plomo (II)+ ioduro de potasio, dando sal insoluble de plomo
j) sulfuro de sodio + cloruro de cinc, dando sal insoluble de sodio
3. Dados los siguientes reactivos, diga si es factible o no la reacción entre ellos. En caso
afirmativo, escriba la ecuación química, balancee y justifique:
132 Introducción a las Ciencias Naturales
a- Na2CO3 + H2SO4
b- FeCl3 + Cu
c- HCl + Ag
d- Cu(NO3)2 + Mg
e- Na2CO3 + CaCl2
f- H2SO4 + Zn
133 Introducción a las Ciencias Naturales
TRABAJO PRÁCTICO DE PROBLEMAS
En este Trabajo Práctico encontrará problemas de aplicación para cada uno de los
Temas desarrollados en la Guía de Introducción a las Ciencias Naturales. Los mismos le
ayudarán a comprobar sus conocimientos y a integrar cada uno de los temas, ya que las
dificultades van creciendo a medida que los vaya resolviendo.
No dude en consultar a sus profesores.
Tema 1:
1- Clasifique cada uno de los siguientes enunciados como hipótesis, ley o teoría:
a. La contribución de Beethoven a la música hubiera sido mejor si se hubiera
casado.
b. Una hoja de otoño cae hacia el suelo porque hay una fuerza de atracción entre
ella y la Tierra.
c. Toda materia está compuesta de partículas muy pequeñas llamadas átomos.
2- Un volumen de 1,0mL de agua de mar contiene 4,0 x 10-12g de oro. El volumen total
del agua del océano es de 1,5 x 1021L. Calcule la cantidad total de oro (en gramos)
que hay en el agua de mar.
3- Las mediciones muestran que 1,0g de hierro (Fe) contiene 1,1 x 1022 átomo de Fe.
¿Cuántos átomos de Fe hay en 4,9g de Fe, la cual es la cantidad total de hierro en
el cuerpo de un adulto promedio?
4- ¿Cuántos minutos tarda la luz del sol para llegar a la Tierra? La distancia del sol a
la Tierra es de 150 millones de kilómetros; la velocidad de la luz es de 3,00 x 108
m/s.
5- Una esfera de plomo tiene una masa de 1,20 x 104g y su volumen es de 1,05 x
103cm3. Calcule la densidad del plomo.
6- El litio es el metal menos denso conocido ( = 0,53g/cm3). ¿Cuál es el volumen que
ocupan 1,20 x 103g de litio?
7- El siguiente procedimiento se empleó para determinar el volumen de un matraz. El
matraz se pesó seco y después se pesó lleno de agua. Las masas del matraz vacío
134 Introducción a las Ciencias Naturales
y lleno fueron 56,12g y 83,39g, respectivamente. Si la densidad del agua es de
0,9976g/cm3, calcule el volumen en cm3 del matraz.
Tema 2:
1- Clasifique cada uno de los siguientes como elemento, compuesto, mezcla
homogénea o mezcla heterogénea:
a. Leche chocolatada.
b. Gas helio.
c. Cloruro de sodio.
d. Bebida gaseosa.
e. Aire.
2- ¿Cuáles de las mezclas siguientes son homogéneas? Explique sus respuestas:
a. Azúcar disuelta en agua.
b. Té y hielo.
c. Lodo.
d. Nafta.
e. Dióxido de carbono.
3- Elabore una lista de cinco (5) soluciones que comúnmente se encuentran en el
hogar.
4- Elabore una lista de cinco (5) cambios químicos que le sean familiares, en los
cuales se presente un cambio energético de importancia.
5- Proponga un experimento que permita separar limaduras de cobre y sal.
6- En qué proceso un líquido se convierte en gas
a. Fusión.
b. Vaporización.
c. Condensación.
d. Sublimación.
e. Solidificación.
7-
135 Introducción a las Ciencias Naturales
a. El gráfico representa una curva de:
b. La temperatura de fusión es de:
c. La temperatura de ebullición es de:
d. La temperatura de solidificación es:
e. A 25°C la sustancia se encuentra en estado físico:
8- Supongamos que usted decide preparar puré de papas instantáneo. Para esto coloca
una cacerola con 500 mL de agua sobre una hornalla encendida:
a. Representar en un gráfico cómo varía la temperatura del agua a medida que
transcurre el tiempo, desde que colocó el agua hasta 1 minuto después de que el
agua hierve.
b. Si por algún motivo desea que el agua hierva a 95 0C ¿cuál de los siguientes
procedimientos sería el apropiado para lograrlo?:
1. usar una olla a presión
2. preparar la comida en una localidad alta, por ejemplo Uspallata.
3. utilizar un recipiente de mayor volumen
4. utilizar una hornalla donde se entregue menor cantidad de energía
5. dejar la cacerola menos tiempo expuesta al fuego
Justifique la respuesta elegida y justifique las respuestas que descarta
c. Las instrucciones del envase indican que, luego de que el agua ha hervido, se debe
agregar un trozo de manteca y leche fría. Para revolver el contenido de la cacerola
¿usaría una cuchara de metal o una de madera?
Utilice argumentos científicos para justificar su elección.
136 Introducción a las Ciencias Naturales
9- Un alumno preguntó: cuando el hielo funde (se derrite), ¿qué les pasa a las
moléculas de agua? Hubo compañeros que arriesgaron respuestas:
a. las moléculas funden (se derriten)
b. las moléculas se mueven más libremente
c. las moléculas comienzan a moverse
d. las moléculas cambian de forma
e. las moléculas se hacen líquidas
¿Cuál o cuáles de las respuestas anteriores son correctas? ¿Por qué las otras no lo
son?
Tema 3
1- ¿Cuántos átomos hay en 5,01 moles de azufre?
2- ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno de los siguientes
elementos: As; Na; Si; Br.
3- ¿Cuál de las siguientes cantidades tiene mayor masa:
2 átomos de plomo ó 5,1 x10-23 moles de helio?
4- ¿Cuántas moléculas de etano, C2H6 están presentes en 0,334g del gas?
5- El estaño existe en la corteza terrestre como SnO2. Calcule la composición
porcentual en masa de Sn y de O en SnO2.
6- El alcohol cinámico se utiliza principalmente en perfumería, en especial en jabones
y cosméticos. Su fórmula molecular es C9H10O.
a. Calcule la composición porcentual en masa de C, H y O del alcohol cinámico.
b. ¿Cuántas moléculas de alcohol cinámico están presentes en una muestra de
0,469g?
137 Introducción a las Ciencias Naturales
7- ¿Cuántos moles de O se necesitan para combinarse con 0,212 moles de C para
formar:
a. CO
b. CO2
8- En ciertas condiciones, el azufre existe en forma de S8, S6, S4, S2 y S.
a. ¿Es la masa de un mol de cada una de estas moléculas la misma?
b. ¿Es el número de moléculas de un mol de cada una de estas moléculas el
mismo?
c. ¿Es el número de átomos de S de un mol de cada una de estas sustancias el
mismo?
9- La composición porcentual en masa de la cocaína es: 67,30% de C; 6,930% de H;
21,15% de O y 4,62% de N. ¿Cuál es la fórmula mínima de la cocaína?
10- La lisina es un aminoácido esencial. En un experimento se encontró que la
molécula de lisina tiene dos átomos de nitrógeno. En otro experimento se
determinó que la lisina contiene 19,2% de N; 9,64% de H, 49,3% de C y 21,9% de
O en masa. ¿Cuál es la fórmula molecular de la lisina?
Tema 4
1- Proporcione dos ejemplos para cada uno de los siguientes incisos:
a. Una molécula diatómica que contenga átomos del mismo elemento.
b. Una molécula diatómica que contenga átomos de diferentes elementos.
c. Una molécula poliatómica que contenga átomos del mismo elemento.
d. Una molécula poliatómica que contenga átomos de distintos elementos.
2- Indique el número de protones y electrones de cada uno de los siguientes iones
comunes: K+; Mg2+; Al3+; Br-; Mn2+; Fe3+; I-; O2-.
138 Introducción a las Ciencias Naturales
3- ¿Cuáles de los siguientes compuestos es probable que sean iónicos? ¿Cuáles serán
moleculares? CH4; NaBr; BaF2; CCl4; ICl; CsCl; NF3; LiF.
4- Explique por qué los electrones del enlace covalente carbono-flúor están más
desplazados hacia el átomo del halógeno que en el enlace carbono-bromo.
5- Con los símbolos de puntos de Lewis muestre la transferencia de electrones entre los
siguientes átomos para formar cationes y aniones:
a. Na y F.
b. K y S.
c. Ba y O.
d. Al y N.
e. Mg y Cl.
6- Dibuje una estructura de Lewis para el pentóxido de dinitrógeno (N2O5) en la que
cada átomo de nitrógeno esté enlazado con tres átomos de oxígeno.
Tema 5
1- Todos los metales alcalinos reaccionan con agua para dar hidrógeno gaseoso y el
hidróxido del metal alcalino correspondiente. Una reacción común es la que ocurre
entre el litio y el agua:
2 Li(s) + 2 H2O 2 LiOH(ac) + H2(g)
a. ¿Cuántos moles de H2 se formarán al completarse la reacción de 6,23 moles de Li en
agua?
b. ¿Cuántos gramos de H2 se formarán al completarse la reacción de 80,57g de Li en
agua?
2- Los alimentos que se ingieren son degradados, o desdoblados, en el cuerpo para
proporcionar energía, que se utiliza para el crecimiento y para otras funciones. Una
ecuación general total para este complicado proceso es:
Glucosa + Oxígeno Dióxido de carbono + Agua
139 Introducción a las Ciencias Naturales
C6H12O6 + O2 CO2 + H2O
a. Balancee la ecuación.
b. Si una persona consume 856g de glucosa durante cierto período, ¿Cuál es la masa
de CO2 producido?
3- ¿Cuántas moléculas de gas ideal hay en un matraz de 5,00L en TPN?
4- Qué masa de KNO3 tiene que descomponerse para producir 21,1L de oxígeno,
medido a TPN? Balancee la ecuación.
KNO3(s) KNO2(s) + O2(g)
5- ¿Cuántos gramos de cloro deben reaccionar con 10,0g de sodio para formar NaCl?
6- Calcule cuántos átomos de oxígeno hay en 39,6g de sulfato de calcio.
7- ¿En qué masa de clorato de potasio hay 40,0g de oxígeno?
8- El mercurio se encuentra como sulfuro en un mineral llamado cinabrio, HgS.
¿Cuántos gramos de mercurio hay en 725g de HgS puro?
Tema 6
1- La piedra caliza (CaCO3) reacciona con el ácido muriático (HCl) para formar cloruro
de calcio, dióxido de carbono y agua.
a. ¿Cuántos moles de HCl se necesitan para disolver 5,4 moles de piedra caliza?
b. ¿Cuántos moles de agua se forman en a.?
2- ¿Qué masas de cloruro cobaltoso y de fluoruro de hidrógeno se necesitan para
preparar 7,25 moles de fluoruro cobaltoso según la reacción? Balancee la reacción.
CoCl2 + HF CoF2 + HCl
3- ¿Qué masa de pentano, C5H12, produce 8,555 x 1022 moléculas de CO2 cuando se
quema con oxígeno en exceso?
4- Calcule la masa de propano, C3H8, que al reaccionar con oxígeno en exceso forma
7,25 moles de agua.
5- ¿Qué masa de potasio puede producirse por reacción de 87,50g de Na con 87,50g de KCl?
La reacción es endotérmica.
6- La reacción siguiente tiene lugar a temperatura elevada:
Cr2O3(s) + Al(l) Cr(l) + Al2O3(l)
140 Introducción a las Ciencias Naturales
Si se mezclan 50,5g de Cr2O3 con 12,6g de Al y se hacen reaccionar hasta que uno de los
reactivos se termina.
a. ¿Qué reactivo queda sin reaccionar?
b. ¿Cuánto queda de éste?
c. ¿Cuántos gramos de cromo se forman?
7- El cloro gaseoso desplaza al bromo de una disolución acuosa de bromuro de potasio para
formar cloruro de potasio acuoso y bromo acuoso. Escriba la ecuación química de esta
reacción. ¿Qué masa de bromo se produce si reacciona 0,631g de cloro?
8- El cloro gaseoso y el flúor gaseoso experimentan una reacción de síntesis para formar el
compuesto interhalogenado; ClF.
a. Escriba la ecuación química de esta reacción.
b. Calcule la masa de flúor que se necesita para reaccionar con 8,12g de Cl2.
c. ¿Cuántos gramos de ClF se forman?